Equilíbrio químico

1. EQUILÍBRIO QUÍMICO - PARTE 2
PROFESSOR: VANILDO TONETTO

2. 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
2

3. 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 3

4. 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 4

5. Resumindo:
Podemos relacionar Kc e Kp pela relação:
Onde:
5

6. Para a reação de síntese do metanol, CH3OH, a
partir de hidrogênio e monóxido de carbono:
2H2(g) + CO (g) ↔CH3OH (g)
Kc vale 300, a 425o
C. Qual o valor de Kp a essa
temperatura?
6

7. 7

8. Na equação a A + b B c C + d D, após atingir o
equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da
constante de equilíbrio que:
a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o
rendimento da reação direta.
b) Kc independe da temperatura.
c) Se as velocidades das reações direta e inversa
forem iguais, então K2 = 0.
d) Kc depende das molaridades iniciais dos
reagentes.
e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a
concentração dos produtos.
1
2
8

9. 9

10. Cálculo das constantes de equilíbrio
Quando são conhecidas as pressões parciais no
equilíbrio de todos os reagentes e produtos, a
constante de equilíbrio pode ser calculada
diretamente a partir da expressão de constante de
equilíbrio.
10

11. 11
Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um recipiente de
reação atinge o equilíbrio a 472o
C. A mistura de gases em
equilíbrio foi analisada e descobriu-se que ela contém 7,38 atm
de H2, 2,46 atm de N2 e 0,166 atm de NH3. A partir desses
dados calcule a constante de equilíbrio para:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3 (g)

12. 12
Aplicações das constantes
Aplicações das constantes
de equilíbrio
de equilíbrio
Determinando o sentido da reação
Suponha que coloquemos uma mistura de 2 mol de H2, 1 mol
de N2 e 2mol de NH3 em um recipiente de 1L a 472o
C. N2 e H2
reagirão para formar mais NH3. Nessa instância devemos:
1)calcular a pressão parcial inicial de cada espécie, usando a
equação de gás ideal.
2)Inserir as pressões parciais de N2, H2 e NH3 na expressão da
constante de equilíbrio.
3) Analise o resultado e compare com o Kc calculado
anteriormente para a mesma equação na mesma temperatura.

13. 13
Aplicações das constantes
Aplicações das constantes
de equilíbrio
de equilíbrio
Quando substituímos as pressões parciais ou
concentração dos produtos e reagentes na
expressão da constante de equilíbrio, o resultado é
conhecido como quociente da reação,
representado pela letra Q.

14. Determinando o sentido de reação
• Definimos Q, o quociente da reação, para uma reação geral
como
• Sendo que : Q = K somente com o sistema em equilíbrio.
aA + bB cC + dD
b
a
d
c
P
P
P
P
Q
B
A
D
C

Aplicações das constantes
Aplicações das constantes
de equilíbrio
de equilíbrio
14

15. Prevendo o sentido da reação
• Se Q > K, então a reação inversa deve ocorrer para atingir
o equilíbrio (ex., produtos são consumidos, reagentes são
formados, o numerador na expressão da constante de
equilíbrio diminui e Q diminui até se igualar a K).
• Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer para atingir
o equilíbrio.
Aplicações das constantes
Aplicações das constantes
de equilíbrio
de equilíbrio
15

16. Aplicações das constantes
Aplicações das constantes
de equilíbrio
de equilíbrio
16
Resumindo:

17. 17
Ex.:
A 448o
C a constante de equilíbrio , Keq, para a reação:
H2 (g) + I2(g)  2HI (g)
é 51. Determine como a reação prosseguirá para atingir o
equilíbrio a 448o
C se começarmos com 2 x10-2
mol de HI, 1 x 10-2
mol de H2 e 3x10-2
mol de I2 em um recipiente de 2 L.

18. Notas do 4º BIM
1 prova: peso 2
1 atividade extra-classe (sábado letivo): peso 2
Grupo de 5 pessoas:
(Seminário individual (70%) + roteiro de prática (30%))

19. Temas:
Grupo 1 Gases
Grupo 2 Soluções
Grupo 3 Soluções
Grupo 4 Cinética Química
Grupo 5 Termoquímica
Grupo 6 Equilíbrio Químico
Grupo 7 Eletroquímica

20. Seminário:
Objetivo da prática
Introdução teórica
Reagentes e materiais utilizados
Desenvolvimento/procedimento experimental
Resultados e discussões
Aplicação do tema no cotidiano
Conclusão
Obs.: Apresentar vídeo e/ou fotos da prática

21. Roteiro da prática
Objetivo
Introdução teórica
Materiais e reagentes utilizados
Procedimento experimental
Pré-laboratório
Referências bibliográficas

22. 22
Cálculo das concentrações em equilíbrio
Para a reação N2(g) + 3 H2 (g)  2NH3 (g), Keq = 1,45x10-5
a
500o
C. Em uma mistura em equilíbrio dos três gases a 500o
C, a
pressão parcial de H2 é 0,928 atm e a pressão parcial de N2 é
0,432 atm. Qual a pressão parcial de NH3 nessa mistura no
equilíbrio?

23. 23
Um frasco de 1L é preenchido com 1 mol de H2 e 2 mol de I2 a
448o
C. O valor da constante de equilíbrio, Keq, para a reação:
H2(g) + I2(g)  2HI (g)
A 448o
C é 50,5. Quais são as pressões parciais de H2, I2 e HI
no equilíbrio?

24. 24

25. 25
Partindo-se de uma mistura equimolar de CO(g) e H2O(g), todas
afirmativas a seguir estão corretas, exceto:
a) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 250°C, são CO (g) e
H2O(g).
b) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 950°C, são CO2(g) e
H2(g).
c) Com o aumento da temperatura, a constante de equilíbrio K aumenta.
d) À temperatura de 850°C, as concentrações de reagentes e produtos, no
equilíbrio, são iguais.
e) Aumentando a temperatura, haverá predominância, no equilíbrio, dos
compostos CO(g) e H2O(g).
A reação reversível abaixo é endotérmica e admite os seguintes
valores da constante K:

26. Deslocamento de equilíbrio
É possível alterar um equilíbrio químico por meio de
algumas ações externas. Tal tipo de ação é chamado
pertubação do equilíbrio, e a sua consequência é denominada
deslocamento de equilíbrio.
Existe um importantíssimo princípio químico que
permite prever qual será o efeito de uma pertubação sobre um
equilíbrio. Ele é denominado Princípio de Le Chantelier.

27. Consideremos um sistema em equilíbrio químico,
com as substâncias A, B, C e D.
No equilíbrio, as velocidades V1 e V2 são iguais e as
concentrações das substâncias A, B, C e D são constantes.
Se, por algum motivo, houver modificação em uma das
velocidades, teremos mudanças nas concentrações das
substâncias.
Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que
denominamos de deslocamento do equilíbrio, que será no
sentido da maior velocidade.
Deslocamento de equilíbrio

28. - Equilíbrio inicial.
- Aumentando v1, o deslocamento é para a direita.
- Aumentando v2, o deslocamento é para a esquerda.

29. Porém, após certo tempo, a reação volta a
estabelecer um novo equilíbrio químico, mas com valores de
concentrações e velocidades diferentes das iniciais.
Princípio de Le Chantelier
O químico francês Henri Louis Le Chatelier propôs um
princípio que afirma:
“Quando um sistema em equilíbrio sofre algum
tipo de perturbação externa, ele se deslocará no
sentido de minimizar essa perturbação, a fim de
atingir novamente uma situação de equilíbrio”.

30. É possível provocar alteração em um equilíbrio
químico por variações de:
- temperatura,
- concentração de participantes da reação e
- pressão total sobre o sistema.

31. EFEITO DA TEMPERATURA
Observando a reação:
Colocando-se o gás NO2(g), de coloração castanha, contido
em um balão de vidro, em banhos de diferentes
temperaturas, observa-se o seguinte:

32. Podemos observar que o aumento da temperatura
favorece a reação (2) que é endotérmica, e a redução da
temperatura favorece a reação (1) que é exotérmica.
• Um aumento de temperatura desloca o equilíbrio no sentido
endotérmico.
• Uma diminuição de temperatura desloca o equilíbrio no
sentido exotérmico.
Se a coloração castanha
desaparece a 0°C é porque,
praticamente, não há mais NO2, isto
é, ele foi transformado em N2O4.

33. No exemplo em questão, temos:
Calor + N2O4 (g) 2NO2 (g) AH= +57,2 kJ
(Reação direta endot)
endo
exo
Aumento da T desloca o equilíbrio no sentido endo
Diminuição da T desloca o equilíbrio no sentido exo

34. Neste caso, temos:
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + calor AH = - 91,8 kJ
exo
endo
Diminuição da T desloca o equilíbrio no sentido exo
Aumento da T desloca o equilíbrio no sentido endo

35. Variação de Kc com a temperatura
Por meio de investigações experimentais, verificou-se
que o aquecimento pode aumentar ou diminuir o valor
da constante de equilíbrio e que isso depende do valor
do AH da reação.
O aumento da temperatura provoca aumento da
constante de equilibrio para reações endotérmicas
(AH>0) e diminuição para exotérmicas (AH<0).

36. [Co(H2O)6]2+
(aq) + 4Cl-
(aq)  [CoCl4]2-
(aq) + 6H2O (l)
A reação abaixo é endotérmica no sentido direto.
Assim:
-aquecimento aumento de Kc desloca o equilíbrio para a
direita, fazendo predominar a cor azul.
-Resfriamento  diminuição de Kc  desloca o equilíbrio
para a esquerda, fazendo predominar a cor rosa.
Maior Kc Menor Kc

38. EFEITO DA CONCENTRAÇÃO
Supondo o equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g) > 2NH
⇐ 3(g)
Se tivermos colocado N2, H2 e NH3 em um recipiente mantido à
temperatura constante e que seja esperado até que o sistema atinja
o equilíbrio.
Será medido em seguida a concentração de equilíbrio de cada uma
das três substâncias.

39. A [ ] de cada substância mostra ser
cte à esquerda do gráfico: o sistema
está em equilíbrio.
Repentinamente, a [H2] aumenta,
quando maior quantidade é
adicionada ao recipiente.
A [N2] e de [H2] imediatamente
começou a diminuir, ao mesmo
tempo a [NH3] começou a aumentar.
N2(g) + 3H2(g) > 2NH
⇐ 3(g)
Seqüencialmente, o equilíbrio será perturbado adicionando H2
no recipiente.
Estas mudanças ocorrem quando falamos que o equilíbrio "foi deslocado
para a direita".

40. Estas mudanças continuam, entretanto a velocidade diminui
gradualmente, até que o sistema novamente restabelece um
estado de equilíbrio, após o qual a concentração dos elementos
permanecem constante.

41. Neste experimento, parte da quantidade de H2
adicionado é consumida no deslocamento do equilíbrio,
assim, o efeito da adição (aumento na concentração) é
parcialmente compensado.
Em outras palavras, o ajuste do sistema tende a
minimizar o efeito de adição de H2, como prevê o princípio de
Le Châtelier.

42. N2(g) + 3H2(g) > 2NH
⇐ 3(g)
-Um aumento na [reagentes] ou uma diminuição na [produtos]
desloca o equilíbrio para a direita.
- Uma diminuição da [reagentes] ou um aumento da [produtos]
desloca o equilíbrio para a esquerda.

43. EFEITO DA PRESSÃO
Alterações de pressão influenciam em equilíbrios
que possuem espécies químicas no estado gasoso.
Considere a reação química em equilíbrio abaixo:

44. Conforme a figura indicada verificamos que o
aumento da pressão favoreceu a produção da amônia,
isto é, deslocou o equilíbrio para a direita, que é
aquele que possui menor quantidade de mols na fase
gasosa.
4 mols 2 mols

45. Se a pressão fosse diminuída o equilíbrio se deslocaria
para a esquerda, favorecendo o consumo de amônia, isto
é, no sentido da maior quantidade de mols na fase gasosa
Generalizando:
• O aumento da P sobre o sistema desloca o equilíbrio
químico no sentido do menor número de mols na fase gasosa.
• A diminuição da P sobre o sistema desloca o equilíbrio
químico no sentido do maior número de mols na fase gasosa.

46. Exercícios:
01)Considere a reação em equilíbrio químico:
N2 (g) + O2 (g)  2 NO(g)
É possível deslocá-lo para a direita:
a) Retirando o N2 existente.
b) Removendo o NO formado.
c) Introduzindo um catalisador.
d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante.
e) Aumentando a pressão, à temperatura
constante.

47. 02)Temos o equilíbrio:
CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + H2 (g)
Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse
equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos:
a) Aumentar a pressão sobre o sistema.
b) Diminuir a pressão sobre o sistema.
c) Adicionar H2 (g) ao sistema.
d) Retirar H2O (g) do sistema.
e) Adicionar CO (g) ao sistema.

48. 03)O equilíbrio gasoso representado pela equação:
N2(g) + O2(g)  2 NO(g) – 88 kj
É deslocado no sentido de formação de NO(g), se:
a) a pressão for abaixada.
b) N2 for retirado.
c) a temperatura for aumentada.
d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema.
e) o volume do recipiente for diminuído

49. 04) O equilíbrio N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) é deslocado
para os produtos com o aumento da pressão e com a
diminuição da temperatura. Pode-se concluir que a reação de
formação do gás amoníaco é:
a) Exotérmica e ocorre com o aumento de volume.
b) Exotérmica e ocorre com a conservação do volume.
c) Exotérmica e ocorre com a diminuição do volume.
d) Endotérmica e ocorre com aumento de volume.
e) Endotérmica e ocorre com diminuição de volume.

50. 05)Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo
a equação:
N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) + 22 kcal
Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio e
provocarmos:
I. Compressão da mistura.
II. Aumento de temperatura.
III. Introdução de hidrogênio adicional.
O efeito sobre a quantidade de amônia, em cada situação, será:

51. EFEITO DO CATALISADOR
• um catalisador faz com que um processo chegue mais
rapidamente à situação de equilíbrio.
• O catalisador reduz a barreira de energia de ativação Ea para
a reação.
O catalisador não desloca o equilíbrio

52. Acontece que o abaixamento na Ea é o mesmo, tanto
para a reação direta quanto a inversa (gráfico abaixo).
Assim, se ambas as reações têm suas velocidades
igualmente aumentadas, o equilíbrio não se deslocará no
sentido direto nem no inverso.

53. U.F.R.S) A reação genérica A  B, a 25o
C, tem por constante
de velocidade, para a reação direta, 6 min –1
, e, para a reação
inversa, 3 min –1
. O valor da constante de equilíbrio naquela
temperatura é:

54. (UFAM) A reação química genérica, abaixo representada,
possui constante de equilíbrio igual a 120, a 25°C. É correto
afirmar que:
A(g) + B(g)  C(g) + D(g) K = 120
a) Em 50°C a constante de equilíbrio terá valor igual a 240.
b) No equilíbrio haverá maior quantidade de reagentes que de
produtos.
c) No equilíbrio, as quantidades de reagentes e produtos são
iguais.
d) No equilíbrio haverá maior quantidade de produto que de
reagentes.

55. Considere um sistema em equilíbrio a 25°C e 1 atm
representado pela equação:
FeO(s) + CO(g)  CO2(g) + Fe(s) + 19 kj/mol
Se K for constante de equilíbrio, qual das seguintes ações
poderá aumentar seu valor numérico?
a) aumentar a pressão.
b) aumentar a temperatura.
c) aumentar a concentração do CO.
d) triturar mais o óxido de ferro.
e) utilizar um catalisador

57. (Vunesp-SP) Sabendo que a reação representada pela equação:
H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g)
É exotérmica, é correto afirmar que o equilíbrio:
a) se deslocará para a esquerda, no sentido da formação de H2
e do Br2, com o aumento da pressão.
b) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr,
com o aumento da pressão.
c) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr,
com o aumento da temperatura.
d) se deslocará para a direita, no sentido de formação do HBr,
com a diminuição da temperatura.
e) não é alterado por mudanças apenas na temperatura do
sistema.