equilibrio_quimico

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QUÍMICA GERAL 
Escola de Engenharia Industrial Metalúrgica 
Universidade Federal Fluminense 
Volta Redonda - RJ 
Prof. Dr. Ednilsom Orestes 
25/04/2016 – 06/08/2016 AULA 17 
REVERSIBILIDADE DAS REAÇÕES 
©2010, 2008, 2005, 2002 by P. W. Atkins and L. L. Jones 
𝑁2(𝑔) + 3 𝐻2(𝑔) ⟶ 2 𝑁𝐻3(𝑔) 2 𝑁𝐻3(𝑔) ⟶𝑁2(𝑔) + 3 𝐻2(𝑔) 
𝑉 𝑅 → 𝑃 ≡ 𝑉(𝑃 → 𝑅) 
QUEIMA DO METANO SOLUÇÃO DE GLICOSE 𝟐 𝑵𝑶𝟐(𝒈) ⇌ 𝑵𝟐𝑶𝟒(𝒈) 
CONDIÇÃO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO: 
Reação direta e inversa ocorrendo e à mesma velocidade. 
©
2
0
1
0
, 
2
0
0
8
, 
2
0
0
5
, 
2
0
0
2
 b
y 
P
. 
W
. 
A
tk
in
s
 a
n
d
 L
. 
L
. 
J
o
n
e
s
 
Δ𝐺 ⟶ 0 
Composição específica. Pressão ou concentração. 
P(SO2) P(O2) P(SO3) PT K 
0,660 0,390 0,084 1,134 0,0415 
0,038 0,220 0,0036 0,2616 0,0409 
0,110 0,110 0,0075 0,2275 0,0423 
0,950 0,880 0,180 2,010 0,0408 
1,44 1,98 0,410 3,830 0,0409 
Gulberg & Waage, 1864 
2 𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇌ 2 𝑆𝑂3(𝑔) (1000 K) 
Lei da Ação das Massas 
P(SO2) P(O2) P(SO3) PT K 
0,660 0,390 0,084 1,134 0,0415 
0,038 0,220 0,0036 0,2616 0,0409 
0,110 0,110 0,0075 0,2275 0,0423 
0,950 0,880 0,180 2,010 0,0408 
1,44 1,98 0,410 3,830 0,0409 
𝐾 =
𝑃𝑆𝑂3 𝑃
o 
2
𝑃𝑆𝑂2 𝑃
o 
2
𝑃𝑂2 𝑃
o 
=
𝑃𝑆𝑂3
2
𝑃𝑆𝑂2
2
𝑃𝑂2
 
Gulberg & Waage, 1864 
2 𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇌ 2 𝑆𝑂3(𝑔) (1000 K) 
Lei da Ação das Massas 
P(SO2) P(O2) P(SO3) PT 𝐾 
0,660 0,390 0,084 1,134 0,0415 
0,038 0,220 0,0036 0,2616 0,0409 
0,110 0,110 0,0075 0,2275 0,0423 
0,950 0,880 0,180 2,010 0,0408 
1,44 1,98 0,410 3,830 0,0409 
Gulberg & Waage, 1864 
2 𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇌ 2 𝑆𝑂3(𝑔) (1000 K) 
Lei da Ação das Massas 
𝐾 =
𝑃𝑆𝑂3 𝑃
o 
2
𝑃𝑆𝑂2 𝑃
o 
2
𝑃𝑂2 𝑃
o 
=
𝑃𝑆𝑂3
2
𝑃𝑆𝑂2
2
𝑃𝑂2
 
𝐾 =
𝑃𝑆𝑂3 𝑃
o 
2
𝑃𝑆𝑂2 𝑃
o 
2
𝑃𝑂2 𝑃
o 
=
𝑃𝑆𝑂3
2
𝑃𝑆𝑂2
2
𝑃𝑂2
 
Gulberg & Waage, 1864 
2 𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇌ 2 𝑆𝑂3(𝑔) (1000 K) 
P(SO2) P(O2) P(SO3) PT 𝐾 
0,660 0,390 0,084 1,134 0,0415 
0,038 0,220 0,0036 0,2616 0,0409 
0,110 0,110 0,0075 0,2275 0,0423 
0,950 0,880 0,180 2,010 0,0408 
1,44 1,98 0,410 3,830 0,0409 
𝑲 é adimensional ! 
Lei da Ação das Massas 
LEI DA AÇÃO DAS MASSAS 
No equilíbrio, a composição da mistura 
de reação pode ser expressa em 
termos de uma constante (K). 
𝐾 =
pressão parcial de produtos
pressão parcial de reagentes
equilíbrio
 
𝑎𝐴(𝑔) + 𝑏𝐵(𝑔) ⇌ 𝑐𝐶(𝑔) + 𝑑𝐷(𝑔) 
𝐾 =
𝑃𝐶
𝑐 𝑃𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎 𝑃𝐵
𝑏
 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
4𝑁𝐻3(𝑔) + 5𝑂2(𝑔) ⇌ 4𝑁𝑂(𝑔) + 6𝐻2𝑂(𝑔) 
𝐾𝑃 =
𝑃𝑁𝑂
4 𝑃𝐻2𝑂
6
𝑃𝑂2
5
𝑃𝑁𝐻3
4 
2𝐻2𝑆(𝑔) + 3𝑂2(𝑔) ⇌ 2𝑆𝑂2(𝑔) + 2𝐻2𝑂(𝑔) 
𝐾𝑃 =
𝑃𝑆𝑂2
2
𝑃𝐻2𝑂
2
𝑃𝐻2𝑆
2
𝑃𝑂2
3 
𝐾𝑃 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
𝑅𝑇[𝑐+𝑑− 𝑎+𝑏 ] = 𝐾𝐶(𝑅𝑇)
Δ𝑛 
Δ𝑛 = 𝑛produtos − 𝑛reagentes 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
Se não forem gases... 
𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⇌ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) 
𝐾𝑃 = 𝑃𝐶𝑂2 
Atividade de uma substância 𝐽 (𝑎𝐽) pode ser 𝑃𝐽 ou [𝐽]. 
Sólidos e líquidos (solvente) puros: 𝑎𝐽 = 1. 
𝐾𝑃 =
𝑃𝐶
𝑐 𝑃𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎 𝑃𝐵
𝑏 e 𝑃𝐽 =
𝑛𝐽𝑅𝑇
𝑉𝐽
= 𝐽 𝑅𝑇 então: 
𝐾𝑃 =
[𝐶]𝑅𝑇 𝑐 [𝐷]𝑅𝑇 𝑑
[𝐴]𝑅𝑇 𝑎 [𝐵]𝑅𝑇 𝑏
=
𝐶 𝑐 𝑅𝑇 𝑐 𝐷 𝑑 𝑅𝑇 𝑑
𝐴 𝑎 𝑅𝑇 𝑎 𝐵 𝑏 𝑅𝑇 𝑏
 
𝑍𝑛(𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) ⇌ 𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞) 
𝐾 =
𝑍𝑛𝐶𝑙2
𝐻𝐶𝑙 2
 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
Se não forem gases... 
𝐶𝑎(𝑂𝐻)2(𝑠) ⇌ 𝐶𝑎(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑂𝐻(𝑎𝑞)
− 
𝐾 = 𝐶𝑎2+ 𝑂𝐻− 2 
𝑁𝑖(𝑠) + 4𝐶𝑂(𝑔) ⇌ 𝑁𝑖 𝐶𝑂 4(𝑔) 
𝐾 =
𝑃𝑁𝑖 𝐶𝑂 4
𝑃𝐶𝑂
4 
𝑂2(𝑔) ⇌ 𝑂2(𝑎𝑞) 
𝐾 =
[𝑂2]
𝑃𝑂2
 
Solvente quase puro: 𝑎𝑠𝑜𝑙𝑣𝑒𝑛𝑡𝑒 = 1 
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO 
Atividades, 𝑎J são números puros. 
Valores numéricos da pressão (bars) ou da molaridade (m/L). 
Válido para gases em baixas pressões e soluções diluídas. 
Ignorar as interações intermoleculares em ambos os casos. 
𝐾 =
atividade dos produtos
tividades dos reagentes
𝑒𝑞
=
𝑎C
𝑐 𝑎D
𝑑
𝑎A
𝑎 𝑎B
𝑏
 
Em 400℃, a constante de equilíbrio 𝐾 de 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇌ 2𝑆𝑂3(𝑔) é 
3,1 × 104. Qual é o valor de 𝐾𝑐 nessa temperatura? 
 
𝑃𝑜 = 1 bar e 𝑐𝑜 = 1 mol ∙ L−1 
 
𝐾𝐶 =
𝐾𝑃
𝑅𝑇 Δ𝑛
=
3,1 × 104
8,3145 × 10−2 L ∙ bar ∙ K−1mol−1 × 673 K −1
= 1,7 × 106 
 
 
 
 
A constante de equilíbrio, 𝐾, da síntese de amônia é 41 em 127℃. Qual o 
valor de 𝐾𝑐 nessa temperatura 
 
[Resposta: Δ𝑛 = −2; logo, 𝐾𝑐 = 4,5 × 10
4] 
 
 
 
Em 127,0 ℃, a constante de equilíbrio 𝐾 de 𝑁2𝑂4(𝑔) ⟶ 2𝑁𝑂2(𝑔) é 47,9. Qual 
é o valor de 𝐾𝑐 nessa temperatura? 
Energia Livre de Gibbs 
depende das pressões 
parciais ou concentrações 
de reagentes e produtos. 
Tendência, ou então a 
espontaneidade, 
depende da composição 
da mistura. 
CTE DE EQUILÍBRIO & TERMODINÂMICA 
Se Δ𝐺r < 0, ln𝐾 > 0 e 𝐾 > 1. 
Se Δ𝐺r > 0, ln𝐾 < 0 e 𝐾 < 1. 
CTE DE EQUILÍBRIO & TERMODINÂMICA 
Δ𝐺𝑟 = Δ𝐺𝑟
𝑜 + 𝑅𝑇 ln
𝑎𝐶
𝑐 𝑎𝐷
𝑑
𝑎𝐴
𝑎 𝑎𝐵
𝑏
 
Δ𝐺𝑟 = Δ𝐺𝑟
𝑜 + 𝑅𝑇 ln𝑄 
Q = quociente da reação. 
𝐾 = 𝑄equilíbrio 
No equilíbrio, Δ𝐺𝑟 = 0: 
0 = Δ𝐺𝑟
𝑜 + 𝑅𝑇 ln𝑄 
Δ𝐺𝑟
𝑜 = −𝑅𝑇 ln𝑄 
DEDUÇÃO 
Δ𝐺𝑟 = ∑𝑛𝐺𝑚 𝑝𝑟𝑜𝑑 − ∑𝑛𝐺𝑚(𝑟𝑒𝑎𝑔) 
Δ𝐺𝑟 = 𝑐𝐺𝑚 𝐶 + 𝑑𝐺𝑚 𝐷 − 𝑎𝐺𝑚 𝐴 + 𝑏𝐺𝑚 𝐵 
Δ𝐺𝑟 = 𝑐 𝐺𝑚
𝑜 𝐶 + 𝑅𝑇 ln 𝑎𝐶 + 𝑑 𝐺𝑚
𝑜 𝐷 + 𝑅𝑇 ln 𝑎𝐷
− 𝑎 𝐺𝑚
𝑜 𝐴 + 𝑅𝑇 ln 𝑎𝐴 + 𝑏 𝐺𝑚
𝑜 𝐵 + 𝑅𝑇 ln 𝑎𝐵 
Δ𝐺𝑟 = 𝑐𝐺𝑚
𝑜 𝐶 + 𝐺𝑚
𝑜 𝐷 − 𝑎𝐺𝑚
𝑜 𝐴 + 𝑏𝐺𝑚
𝑜 𝐵
+ 𝑅𝑇 𝑐 ln 𝑎C + 𝑑 ln 𝑎𝐷 − 𝑎 ln 𝑎𝐴 + 𝑏 ln 𝑎𝐵 
Δ𝐺𝑟 = Δ𝐺𝑟
𝑜 + 𝑅𝑇 ln 𝑎𝐶
𝑐 + ln 𝑎𝐷
𝑑 − ln 𝑎𝐴
𝑎 + ln 𝑎𝐵
𝑏 
Δ𝐺𝑟 = Δ𝐺𝑟
𝑜 + 𝑅𝑇 ln
𝑎𝐶
𝑐 𝑎𝐷
𝑑
𝑎𝐴
𝑎 𝑎𝐵
𝑏
 
(b) Como a energia livre de Gibbs de reação 
é negativa, a formação dos produtos é 
espontânea (como indicado pela região 
verde do diagrama) nesta composição e 
temperatura. 
A energia livre de Gibbs padrão da reação 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⟶ 2𝑆𝑂3(𝑔) é 
Δ𝐺𝑟
𝑜 = −141,74 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1 em 25 ℃. (a) Qual é a energia livre de Gibbs de 
reação quando a pressão parcial de cada gás é 100,0 𝑏𝑎𝑟? (b) Qual é a 
direção espontânea da reação nessas condições? 
 
a) 𝑄 =
100,0 2
100,0 2×(100,0)
= 1,0 × 10−2 
 
Δ𝐺𝑟 = Δ𝐺𝑟
𝑜 + 𝑅𝑇 ln𝑄 = −153,16 kJ ∙ mol−1 
 
 
A energia livre de Gibbs padrão da reação 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) → 2𝐻𝐼(𝑔) é 
Δ𝐺𝑟
𝑜 = −21,2 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1 em 500𝐾, (𝑅𝑇 = 4,16 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1). Qual é o valor de 
Δ𝐺𝑟 em 500𝐾 quando as pressões parciais dos gases são 𝑃𝐻2 = 1,5 𝑏𝑎𝑟, 
𝑃𝐼2 = 0,88 𝑏𝑎𝑟 e 𝑃𝐻𝐼 = 0,065 𝑏𝑎𝑟? Qual é a direção espontânea da 
reação? 
 
 
[Resposta: −45 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1, na direção dos produtos] 
 
 
 
A energia livre de Gibbs padrão da reação 𝑁2𝑂4(𝑔) → 2𝑁𝑂2(𝑔) é 
Δ𝐺𝑟
𝑜 = +4,73 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1 , em 298 𝐾 . Qual é o valor de Δ𝐺𝑟 quando as 
pressões parciais dos gases são 𝑃𝑁2𝑂4 = 0,80 𝑏𝑎𝑟 e 𝑃𝑁𝑂2 = 2,10 𝑏𝑎𝑟? Qual 
é a direção espontânea da reação? 
 
A energia livre de Gibbs padrão de 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⟶𝐻𝐼(𝑔) 
é +1,70 𝑘𝐽.𝑚𝑜𝑙−1, em 25,0℃. Calcule a constante de 
equilíbrio dessa reação. 
 
ln𝐾 = −
Δ𝐺𝑟
𝑜
𝑅𝑇
=
1,7 × 103 J ∙ mol−1
8,3145 J ∙ K−1mol−1 × 298,15 𝐾
= −0,685 
 
𝑒ln 𝑥 = 𝑥; 𝐾 = 0,50 
 
Equação Química Cte de Equilíbrio 
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 𝐾1 
𝑐𝐶 + 𝑑𝐷 ⇌ 𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 𝐾2 = 1 𝐾1 = 𝐾1
−1 
𝑛𝑎𝐴 + 𝑛𝑏𝐵 ⇌ 𝑛𝑐𝐶 + 𝑛𝑑𝐷 𝐾1
𝑛 
Sabendo que: 
Δ𝐺𝑟
𝑜 = Δ𝐻𝑟
𝑜 − 𝑇Δ𝑆𝑟
𝑜 e Δ𝐺𝑟
𝑜 = −𝑅𝑇 ln𝐾 
ln𝐾 = −
Δ𝐺𝑟
𝑜
𝑅𝑇
= −
Δ𝐻𝑟
𝑜
𝑅𝑇
+
Δ𝑆𝑟
𝑜
𝑅
 
𝐾 = 𝑒−Δ𝐻𝑟
𝑜 𝑅𝑇 + Δ𝑆𝑟
𝑜 𝑅 = 𝑒−Δ𝐻𝑟
𝑜 𝑅𝑇 𝑒Δ𝑆𝑟
𝑜 𝑅 
𝐾 é pequeno se Δ𝐻 > 0 ; a menos que Δ𝑆 ≫ 0. 
𝐾 < 10−3: Favorece reagentes. 
𝐾 > 103: Favorece Produtos. 
Suponha que, em uma mistura em equilíbrio contendo 𝐻𝐶𝑙, 𝐶𝑙2 e 𝐻2, a 
pressão parcial de 𝐻2 é 4,2 𝑀𝑃𝑎 e que a de 𝐶𝑙2 é 8,3 𝑀𝑃𝑎. Qual é a 
pressão parcial de 𝐻𝐶𝑙 em 500,0 𝐾, sabendo que 𝐾 = 4,0 × 1018 para 
𝐻2(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐶𝑙(𝑔)? 
 
𝐾 =
𝑃𝐻𝐶𝑙
2
𝑃𝐻2𝑃𝐶𝑙2
⇒ 𝑃𝐻𝐶𝑙 = 𝐾𝑃𝐻2𝑃𝐶𝑙2 = 1,2 × 10
2 
 
 
 
Suponha que as pressões parciais de 𝐶𝑙2 e 𝐻2 no equilíbrio sejam iguaisa 1,0 𝜇𝑃𝑎. Qual é a concentração molar de 𝐻𝐶𝑙 no equilíbrio em 500,0 𝐾, 
sabendo que 𝐾 = 4,0 × 1018? 
 
[Resposta: 𝑃𝐻𝐶𝑙 = 20,0 𝑚𝑏𝑎𝑟] 
 
 
 
Suponha que as pressões parciais no equilíbrio de 𝑁2 e 𝑂2 na reação 
𝑁2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝑂(𝑔), em 800 𝐾, são iguais a 52 𝑘𝑃𝑎. Qual é a pressão 
parcial no equilíbrio (em Pascals) de 𝑁𝑂 se 𝐾 = 3,4 × 10−21 em 800 𝐾? 
𝑄 > 𝐾; Δ𝐺 > 0: Favorece reagentes. 
“Independente da composição inicial da mistura de reação, a 
proporção da mistura tende a se ajustar para que as atividades 
resultem no valor de K.” 
DIREÇÃO DA REAÇÃO 
𝑄 < 𝐾; Δ𝐺 < 0: Favorece produtos. 
 𝑄 = 𝐾; Δ𝐺 = 0: Equilíbrio. 
Uma mistura de hidrogênio, iodo e iodeto de hidrogênio, todos em 55 𝑘𝑃𝑎, 
foi introduzida em um recipiente aquecido até 783 𝐾. Nessa temperatura, 
𝐾 = +46 para 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼(𝑔). Diga se HI tem tendência a se formar ou 
a se decompor em 𝐻2(𝑔) e 𝐼2(𝑔). 
 
𝑄 =
𝑃𝐻𝐼
2
𝑃𝐻2𝑃𝐼2
= 1,0 
 
 𝑄 < 𝐾: tendência na formação de produtos. 
 
 
 
Uma mistura de 𝐻2, 𝑁2 e 𝑁𝐻3 com pressões parciais 22 𝑘𝑃𝑎, 44 𝑘𝑃𝑎 e 18 𝑘𝑃𝑎, 
respectivamente, foi preparada e aquecida até 500 𝐾. Nessa temperatura, 
𝐾 = 3,6 × 10−2 para a reação 𝑁2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔). Verifique se a amônia 
tende a se formar ou a se decompor. 
[Resposta: 𝑄 = 6,9; tende a se decompor] 
 
Para a reação 𝑁2𝑂4(𝑔) ⇌ 2𝑁𝑂2(𝑔), em 298 𝐾, 𝐾 = 0,15. Uma mistura de 𝑁2𝑂4 e 
𝑁𝑂2 com pressões parciais iniciais de 2,4 e 1,2 𝑏𝑎𝑟, respectivamente, foi 
preparada a 298 𝐾 . Que compostos terão tendência a aumentar sua 
pressão parcial? 
CÁLCULOS DE EQUILÍBRIO 
Sob certas condições, nitrogênio e oxigênio reagem para formar 
óxido de dinitrogênio, 𝑁2𝑂. Imagine que uma mistura de 0,482 𝑚𝑜𝑙 
de 𝑁2 e 0,933 𝑚𝑜𝑙 de 𝑂2 é colocada em um balão de volume 10,0 𝐿 
com formação de 𝑁2𝑂 em 800 𝐾, temperatura em que 𝐾 = 3,2 ×
10−28 para a reação 2𝑁2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇌ 2𝑁2𝑂(𝑔). Calcule as pressões 
parciais dos gases na mistura no equilíbrio. 
𝑃𝑁2 =
𝑛𝑁2𝑅𝑇
𝑉
= 3,21 bar ; 
𝑃𝑂2 =
𝑛𝑂2𝑅𝑇
𝑉
= 6,21 bar; 
𝑃𝑁2𝑂 = 0 bar 
 
N2 O2 N2O 
Início 3,21 6,21 0 
Reage -2x -x +2x 
Final 3,21 - 2x 6,21 - x 2x 
CÁLCULOS DE EQUILÍBRIO 
 
𝐾 =
𝑃𝑁2𝑂
2
𝑃𝑁2
2
𝑃𝑂2
=
2𝑥 2
3,21 − 2𝑥 2 × 6,21 − 𝑥
 
Se 𝐾 é pequeno, 𝑥 deve ser pequeno também! 
𝐾 ≅
2𝑥 2
3,21 2 × 6,21
⇒ 𝑥 ≅ 7,2 × 10−14 
 
• 𝑥 < 5%, aproximação válida. 
• 𝑃𝑁2 = 3,21 𝑏𝑎𝑟 
• 𝑃𝑂2 = 6,21 𝑏𝑎𝑟 
• 𝑃𝑁2𝑂 = 2𝑥 = 1,4 × 10
−13 𝑏𝑎𝑟 
As pressões parciais iniciais de nitrogênio e hidrogênio em um vaso 
rígido selado são 0,010 e 0,020 𝑏𝑎𝑟, respectivamente. A mistura é 
aquecida até uma temperatura em que 𝐾 = 0,11 para 𝑁2(𝑔) +
3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔). Quais são as pressões parciais de cada substância 
na mistura de reação no equilíbrio? 
 
[Resposta: 𝑁2 = 0,010 𝑏𝑎𝑟; 𝐻2 = 0,020 𝑏𝑎𝑟; 𝑁𝐻3 = 9,4 × 10
−5 𝑏𝑎𝑟] 
 
 
O gás cloreto de hidrogênio foi introduzido em um balão que 
continha iodo sólido até que a pressão parcial atingisse 0,012 𝑏𝑎𝑟. 
Na temperatura do experimento, 𝐾 = 3,5 × 10−32 para 2𝐻𝐶𝑙(𝑔) +
𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔). Suponha que um pouco de 𝐼2 permanece no 
equilíbrio. Quais são as pressões parciais de cada gás na mistura de 
reação no equilíbrio? 
Suponha que colocamos 3,12 𝑔 de 𝑃𝐶𝑙5 em um recipiente de 
500,0 𝑚𝐿 e que a amostra atingiu o equilíbrio com os produtos de 
decomposição tricloreto de fósforo e cloro em 250 ℃, com 𝐾 =
78,3, para a reação 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) ⇌ 𝑃𝐶𝑙3(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔). As três substâncias são 
gases em 250 ℃. Encontre a composição da mistura no equilíbrio 
em mols por litro. 
5
23
.
PCl
ClPCl
p
pp
K 
PCl5 PCl3 Cl2 
Início 1,30 0,0 0,0 
Variação - x + x + x 
Equilíbrio 1,30 - x x x 
molg
g
M
m
n
/4,208
12,3

  
barPap
m
KKmolJ
molp
nRTpV
PCl
PCl
3,1103,1
105
523./3145,8
4,208
12,3
5
34
5
5











3,78
3,1
.



x
xx
K
28,1
6,79
2
1


x
x
barp
barp
barxp
Cl
PCl
PCl
28,1
28,1
02,03,1
2
3
5



Porcentagem de 
decomposição = 95,0% 
O monocloreto de bromo, 𝐵𝑟𝐶𝑙, decompõe-se em bromo e 
cloro e atinge o equilíbrio 2𝐵𝑟𝐶𝑙(𝑔) ⇌ 2𝐵𝑟2(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔), com 𝐾 = 32 
em 500,0 𝐾. Se, inicialmente, 𝐵𝑟𝐶𝑙 puro esta ́ presente na 
concentração 3,30 𝑚𝑏𝑎𝑟, qual é sua pressão parcial na mistura 
em equilíbrio? 
 
[Resposta: 0,3 𝑚𝑏𝑎𝑟] 
 
 
Cloro e flúor reagem em 2500,0 𝐾 para produzir 𝐶𝑙𝐹 e atingem o 
equilíbrio 𝐶𝑙2(𝑔) + 𝐹2(𝑔) ⇌ 2𝐶𝑙𝐹(𝑔) com 𝐾 = 20,0. Se uma mistura de 
gases com 𝑃𝐶𝑙2 = 0,200 𝑏𝑎𝑟, 𝑃𝐹2 = 0,100 𝑏𝑎𝑟 e 𝑃𝐶𝑙𝐹 = 0,100 𝑏𝑎𝑟 entra 
em equilíbrio em 2500,0 𝐾, qual é a pressão parcial do 𝐶𝑙𝐹 na 
mistura em equilíbrio? 
RESPOSTA DO EQUILÍBRIO 
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
“Quando uma perturbação exterior é aplicada 
a um sistema em equilíbrio dinâmico, ele tende 
a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da 
per- turbação.” 
Mudança na composição durante a reação. 
Compressão da mistura. 
Alteração na temperatura. 
Presença de catalisadores? 
PRODUÇÃO DE AMÔNIA 
WWII: Aumento na demanda compostos nitrogenados. 
𝑁𝑂3
2− para agricultura e para produção de armas 
Extração: Salitre do Chile. 𝑁𝑎𝑁𝑂3 ou 𝐾2𝑁𝑂3. 
Pouca quantidade e vulnerável ao ataque. 
Fixar N do ar! Como? 
Fritz & Haber: 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Problema: Reação não vai até o fim! 
Reagentes e Produtos coexistem na mistura final. 
A Reação “pára” e estabelece-se um equilíbrio entre 𝑁2, 𝐻2 e 𝑁𝐻3. 
Equilíbrio Químico entre Reagentes e Produtos. 
? 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Produção de Amônia 
? ? 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Produção de Amônia 
Adição de H2; adição de NH3 
? ? 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Produção de Amônia 
? 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Produção de Amônia 
Adicionou-se 0,345 𝑔 de 𝐶𝑙2 (exercício anterior). Qual a 
composiçcão da mistura no equilíbrio? 
)(2)(3)(5 ggg ClPClPCl 
PCl5 PCl3 Cl2 
Início 0,02 1,28 1,28 + 0,87 
Variação + x - x - x 
Equilíbrio 0,02 + x 1,28 - x 2,15 – x 
molg
g
M
m
n
/5,34
345,0

 
  
barp
m
KKmolJ
molp
Cl
Cl
87,0
105
523./3145,8
01,0
2
2 34




  
 
3,78
02,0
15,2.28,1




x
xx
K
02,0
7,81
2
1


x
x
barxp
barxp
barxp
Cl
PCl
PCl
13,215,2
26,128,1
04,002,0
2
3
5



(1,28 – x) é uma 
pressão parcial. 
Compressão da Mistura. 
Aumento da pressão desloca 
o equilíbrio da reação no 
sentido de diminuir o 
número de moléculas de gás. 
? 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Produção de Amônia 
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) 
Produção de Amônia 
Produção de Amônia 
Melhorado por Carl 
Bosh (ferro), o 
processo de Haber é 
usado para produzir 
quase toda amônia 
no mundo. 
HABER-BOSH 
~ 80% Usada como 
fertilizante. 
Produção de Amônia 
Catalisadores 
Δ𝐺 depende somente das 
espécies químicas que aparecem 
na equação química total da 
reação. 
Aumenta a velocidade da 
reação nos 2 sentidos (caminho 
alternativo). 
Não é consumido nem gerado 
durante a reação. 
Não altera o equilíbrio da 
mistura. 
𝐾 ⟶ 𝐾(𝑇, Δ𝐺)