Aula 3 Equilíbrio Químico

Prévia do material em texto

Fundamentos da Química Analítica Farmacêutica
Aula 03: Equilíbrio Químico
Apresentação
A palavra equilíbrio nos leva a pensar em alguma coisa estável, constante e com pouca ou
nenhuma oscilação. Na física, um sistema está em equilíbrio quando as forças que agem sobre
ele se compensam, anulando uma a outra simultaneamente. É o que acontece quando puxamos
as duas extremidades de uma corda com exatamente a mesma força, em sentidos opostos: A
posição da corda não muda.
Este é um equilíbrio estático. Diferente desta situação, o equilíbrio nos processos químicos
reversíveis é atingido de maneira dinâmica. Isso quer dizer que, em uma reação reversível que
atingiu o equilíbrio, as transformações de reagentes em produtos ocorrem na mesma velocidade
das transformações de produtos em reagentes.
Nesta aula, analisaremos os processos reversíveis e o conceito de equilíbrio químico.
Estudaremos, também, de�nições, cálculos e aplicações relacionados à constante de equilíbrio
químico e sua expressão matemática.
Objetivos
Classi�car os processos reversíveis equilíbrio químico e constante de equilíbrio químico, a
partir da equação balanceada de reações reversíveis.
Analisar propriedades e aplicações das constantes de equilíbrio químico e de�nir equilíbrios
químicos heterogêneos.
Processos reversíveis
 Fonte: Shutterstock
Antes de iniciarmos o estudo dos processos reversíveis, você precisa recordar o conceito de reação
química .
Pensar de forma super�cial no conceito reações químicas nos dá a ideia de que estes fenômenos
acontecem em uma única direção: Reagentes formando produtos. Mas, na realidade, o processo de
transformação da matéria é mais complexo.
Em princípio, todas as reações químicas são processos reversíveis e muitas levam à conversão
parcial dos reagentes em produtos.
São consideradas reações reversíveis, ou processos reversíveis, aquelas em que, além dos reagentes
serem transformados em produtos, os produtos da reação, ao interagirem entre si, são convertidos
em reagentes.
Figura 1: Estalactites | Fonte: Shutterstock
Muitos processos na natureza são dependentes
da reversibilidade de reações químicas, como,
por exemplo, a formação das estalactites.
As estalactites (Figura 1) são formações
rochosas (rochas sedimentares quimiogênicas)
originadas no teto de grutas e cavernas de
calcário. Este tipo de formação tem por
característica crescer pela deposição lenta (por
anos, ou décadas) e gradativa de CaCO –
também chamado de calcita.
3
A calcita é um composto pouco solúvel em água presente nos depósitos subterrâneos na forma de
calcário.
Quando a água que atravessa o calcário das cavernas é rica em CO dissolvido, acontece uma
dissolução parcial do CaCO , gerando o composto solúvel bicarbonato de cálcio (Ca(HCO ) ).
Esse fenômeno é representado, quimicamente, por:
2
3 3 2
CaCO + CO + H O  Ca(HCO ) (Equação 1)3(s) 2(g) 2 (1) 3 2(aq)
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0300/aula3.html
Quando esta solução alcança o interior da caverna, acontece a reação inversa. Como a pressão é
menor, parte do bicarbonato de cálcio é convertido em CO e em carbonato de cálcio (Equação 2),
que é depositado ao redor da fenda.
2
Ca(HCO )  CaCO + CO + H O (Equação 2)3 2(aq) 3(s) 2(g) 2 (1)
Saiba mais
A água que pinga das estalactites faz com que haja depósito de carbonato de cálcio também no
chão. O acúmulo de calcita no chão das cavernas forma uma estrutura cônica, de composição
semelhantes às estalactites, chamadas de estalagmites. Geralmente, estalactites e estalagmites são
encontradas em pares e, por vezes, crescem uma em direção à outra, formando grandes colunas.
Veja na Figura 2 um esquema ilustrativo que
relaciona os fenômenos da formação das
estalactites/estalagmites e as reações químicas
envolvidas neste processo.
Figura 2: Fenômenos e reações envolvidas na formação de
estalactites e estalagmites | Fonte: Solo na Escola
javascript:void(0);
Figura 3: Equilíbrio químico entre N2O4 e NO2 | Fonte: Brown, 2015
- adaptado
Equilíbrio Químico
Um outro conceito atrelado às reações
reversíveis é o de Equilíbrio Químico. Isso
porque todo processo reversível tende ao
estado de equilíbrio químico.
Podemos de�nir o equilíbrio químico como uma
condição alcançada pela reação química
quando as proporções entre as quantidades de
produtos e reagentes de um sistema fechado
se mantém constantes ao longo do tempo.
Para discutir este conceito, vamos analisar a
reação de conversão do N O em NO , ilustrada
na Figura 3.
2 4 2
O primeiro tubo contém uma amostra do N O congelado. Com o aumento da temperatura, o N O
sólido vai se transformando em um gás incolor. Gradativamente, o interior do tubo torna-se marrom à
medida que o gás N O (incolor) é convertido em gás NO (marrom), até o momento que não é mais
possível observarmos mudança na coloração.
Apesar de ainda existirem moléculas do reagente (N O ) no tubo, a cor permanece constante, pois o
equilíbrio químico foi alcançado.
O equilíbrio dinâmico da reação é representado pela equação abaixo:
2 4 2 4
2 4 2
2 4
N O ⇋ 2NO2 4(g) 2(g)
Uma vez que o equilíbrio químico desta reação é atingido, temos uma mistura de moléculas N O e
NO em quantidades constantes, ao longo do tempo, se o sistema se mantiver fechado.
O equilíbrio entre as quantidades de reagentes e produtos só é atingido porque a reação é reversível.
Ou seja, N O é convertido em NO , na mesma taxa em que NO se transforma em N O .
Agora, vamos analisar este equilíbrio na perspectiva da cinética de reação. Retomando como exemplo
o equilíbrio químico entre N O e NO , vamos considerar:
2 4
2
2 4 2 2 2 4
2 4 2
REAÇÃO
DIRETA
Decomposição do
N O2 4
REAÇÃO
INVERSA
A reação de
formação de N O a
partir do NO
2 4
2
Essas duas reações são REAÇÕES
ELEMENTARES.
As velocidades de reações elementares são obtidas a partir de suas equações químicas e descritas
por:
Reação direta: N O 2NO      velocidade = k x [N O ]
Reação inversa: 2NO  N O      velocidade = k x [NO ]
2 4(g) 2(g) d d 2 4
2(g) 2 4(g) i i 2
2
Como já visto anteriormente, quando a reação atinge o equilíbrio químico, a conversão do reagente
em produto acontece com a mesma velocidade em que a quantidade produto é convertido  em
reagentes.
Logo, velocidade
 = velocidade
d
i 
Substituindo as equações das
velocidades direta e inversa,
temos:
k x [N O ]  =  k x [NO ]d 2 4 i 2 2
Se rearranjarmos as equações isolando de um
lado do sinal de igualdade as constantes de
velocidade (k e k ), e do outro as concentrações
dos produtos e reagentes, teremos a seguinte
equação:
d i = = K
kd
ki
[NO2]
2
[ ]N2O4
Na equação matemática acima podemos observar que existe uma razão entre duas constantes
(k /k ) que dão origem à uma nova constante: A constante de equilíbrio químico, representada pela
letra K. Falaremos desta constante com detalhes mais adiante.
Podemos veri�car também que, no equilíbrio, a razão entre a quantidade de produtos e reagentes,
elevada aos seus respectivos coe�cientes de reação, é igual à constante de equilíbrio.
d i
Atenção
É importante que você tenha sempre em mente que o fato das quantidades de reagentes e produtos
serem constantes no equilíbrio químico não quer dizer que as reações diretas e inversas deixam de
acontecer. Ao contrário, o que observamos é um equilíbrio dinâmico, no qual reagentes são
transformados em produtos e produtos são transformados em reagentes, na mesma velocidade.
Vamos analisar os grá�cos ilustrados na Figura 4 para a reação de decomposição do N O .2 4
 Figura 4: Previsão de equilíbrio químico alcançado pela reação | Fonte: Brown, 2015 – adaptado.
Figura 4a
Na Figura 4a, vemos o
comportamento das
concentrações de
reagentes e produtos ao
longo do tempo. Nesse
grá�co, podemos
observar que a
quantidade de reagente
(linha azul) diminui ao
longo do tempo até que a
reação atinja o equilíbrio
químico, quando não
sofre mais alteração.
Isso acontece porque
moléculas de reagentessão convertidas em
produto. Como
consequência, moléculas
de produtos são
gradativamente
formadas, o que faz com
que sua concentração
aumente ao longo do
tempo, até que o
equilíbrio químico seja
atingido.
Perceba que, a partir do
momento em que a
reação está em equilíbrio,
não há mais variação nas
concentrações de
produtos ou reagentes.
Figura 4b
Na Figura 4b, podemos
observar o que acontece
com as velocidades das
reações direta e inversa
ao longo do tempo.
O valor da velocidade
direta depende das
concentrações dos
reagentes. Como as
moléculas de reagente
são consumidas para que
o produto seja formado,
a velocidade direta
diminui ao longo do
tempo, até o momento
em que se iguala com a
velocidade de reação
inversa.
Por outro lado, à medida
que a concentração de
produto cresce, a
velocidade da reação
inversa também
aumenta, até que se
iguale à reação direta.
Atenção
Para seguirmos em frente com o estudo sobre o equilíbrio químico, você deve �xar os seguintes
conceitos aprendidos nesse tópico:
a) No equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos são constantes e as velocidades das
reações direta e inversa são iguais. 
b) O equilíbrio químico só é alcançado em sistemas fechados – nem moléculas de reagentes nem
moléculas de produtos podem escapar do sistema. 
c) No equilíbrio químico, a razão entre as quantidades de produtos e de reagentes elevadas aos seus
respectivos coe�cientes de reação, a uma determinada temperatura, resulta no valor de uma
constante (K). Esta constante corresponde à razão entre as constantes de velocidade das reações
direta e inversa (k /k ).d i
Constante de Equilíbrio Químico (K)
Vimos que as reações reversíveis, em um sistema fechado, alcançam o estado de equilíbrio químico,
independentemente, da complexidade ou do processo cinético da reação. Considere a síntese da
amônia, a partir dos gases nitrogênio (N ) e hidrogênio (H ), representada pela seguinte equação
balanceada:
2 2
N + 3H ⇋ 2NH2(g) 2(g) 3(g)
Esta reação é a base para o processo de Haber . Em um sistema fechado, ao atingir o equilíbrio,
encontramos uma mistura das três espécies (N , H e NH ).
Nos grá�cos ilustrados na Figura 5, observe que o mesmo equilíbrio químico é atingido
independentemente de os reagentes da reação serem N e H ou NH .
2 2 3
2 2 3
 Figura 5: O equilíbrio químico | Fonte: Brown, 2015 – adaptado
Para a reação de formação da amônia, ou qualquer outra reação reversível, podemos escrever uma
expressão matemática que relaciona a concentração de produtos e reagentes no equilíbrio, segundo a
lei de ação das massas.
A lei de ação das massas estabelece a relação entre reagentes e produtos de um processo reversível.
Vamos admitir a seguinte reação geral, devidamente balanceada.
aA+bB⇋cC+dD
Em que: 
A, B, C e D são as espécies químicas envolvidas no equilíbrio; 
a, b, c e d são os coe�cientes estequiométricos da equação química balanceada.
Levando em consideração as quantidades de reagentes e produtos expressas em termos de
concentração molar, a lei de ação das massas prevê a seguinte expressão:
=Kc
[C .[D]
c
]
d
[A .[B]a ]b
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0300/aula3.html
Esta relação é denominada expressão da constante do equilíbrio químico, ou apenas expressão do
equilíbrio. O valor de K é obtido quando usamos as concentrações molares de todas as espécies
envolvidas no processo, no momento em que a reação atinge o equilíbrio químico. 
Atenção
A letra c subscrita próxima ao K indica que a quantidade de reagentes e produtos é expressa em
concentração molar. A constante de equilíbrio químico pode receber outros nomes especí�cos,
dependendo do tipo de equilíbrio, e também será identi�cada por letras subscritas.
Veja que o numerador da expressão do equilíbrio é calculado pela multiplicação das concentrações de
todas as espécies químicas presentes no lado dos produtos da reação, elevadas aos seus respectivos
coe�cientes estequiométricos. De maneira semelhante, o denominador é constituído pela
multiplicação das concentrações de todas as espécies que estão do lado dos reagentes, elevadas aos
seus coe�cientes.
Aplicando este conceito ao processo de Haber, a expressão da constante de equilíbrio químico da
reação é dada por:
=Kc
[NH3 ]
2
[ ].[N2 H2]
3
A partir do momento em que temos uma reação em equilíbrio químico e conhecemos a sua equação
química balanceada, é possível escrevermos a expressão da constante de equilíbrio e determinarmos
seu valor.
Atenção
É importante destacar que a expressão da constante de equilíbrio químico de uma reação, à
determinada temperatura, depende da estequiometria, e não do mecanismo da reação.
Observe no documento Exemplos a construção das expressões do equilíbrio químico, em termos das
concentrações molares, de algumas reações.
Constante de equilíbrio químico em termos de
pressão (K )
Até o momento, só consideramos a quantidade de reagentes e produtos em termos de concentração
molar. Porém, no caso de sistemas gasosos, podemos escrever a expressão da constante de
equilíbrio químico em termos de pressão parcial.
Se usarmos esta denotação, as quantidades de reagentes e produtos serão expressas por suas
pressões parciais, em atmosferas (atm), e o K virá acompanhado da letra p subscrita (K ).
Neste caso, a expressão da constante de equilíbrio para equação geral:
p
p
javascript:void(0);
aA + bB ⇋ cC+dD
será:
=Kp
( .(PC)
c PD)
d
( .(PA)
a PB)
b
Em que P , P , P e P são as pressões atmosféricas de A, B, C e D, respectivamente, em atmosfera
(atm).
Veja como �ca a expressão da constante de equilíbrio químico do processo de Haber, em termos de
pressão:
A B C D
+ 3 ⇋  2N2(g) H2(g) NH3(g)
=Kp
(PNH3)
2
( ).(PN2 PH2)
3
É muito importante ressaltar que, mesmo que K e K sejam constantes para uma dada reação
reversível, não são necessariamente iguais. Entretanto, as duas são facilmente relacionadas
utilizando a equação dos gases ideais:
c p
PV = nRT
Em que: 
P = pressão parcial, em atmosferas (atm) 
V = volume, em litros (L) 
n = número de mol 
R = 0,0821 atm.L/mol.K 
T = temperatura, em Kelvin (K)
Se rearranjarmos essa equação colocando em evidência a pressão parcial (P), veremos que:
P =    =   .   RTn. R.T v
n
v
Considerando que o número de mols dividido pelo volume do recipiente (n/V) corresponde à
concentração molar, e se substituirmos esta expressão para cada componente da expressão da
constante de equilíbrio químico, em termos de K , teremos a seguinte relação:p
= . (RTKp KC )
Δn
Em que Δn é a diferença entre o somatório de mols das espécies químicas no lado dos produtos e o
somatório de mols das espécies químicas presentes no lado dos reagentes que estão no estado
gasoso, calculada a partir da equação balanceada.
Δn = número de mols de produtos − número de mols de reagentes
Exemplo
Acesse o documento Exemplos para entender na prática.
Propriedades e Aplicações de Constantes de
Equilíbrio
Vejamos algumas propriedades e aplicações importantes das constantes de equilíbrio químico.
javascript:void(0);
Clique nos botões para ver as informações.
A ordem de grandeza da constante de equilíbrio de uma reação é um importante dado sobre a
composição da mistura do sistema quando a reação atinge o equilíbrio químico. Considere, por
exemplo, expressão da constante para a reação de formação do trióxido de enxofre (SO ) a partir
do dióxido de enxofre (SO ) e gás oxigênio (O ):
Observe que o valor de K é muito grande. Analisando esta expressão na perspectiva
matemática, vemos que este resultado só é possível porque o valor numérico do numerador é
muito maior que o valor do numerador.
Como na expressão da constante de equilíbrio os produtos da reação constituem o numerador
da fração, podemos a�rmar que, no equilíbrio, o SO (produto) é a espécie que está em maior
quantidade.
Veja este outro exemplo:
A decomposição do ácido bromídrico (HBr) nos gases hidrogênio (H ) e bromo (Br ) tem K = 5,8
x 10 , segundoo equilíbrio abaixo:
O valor de Kc é muito pequeno, indicando que, no equilíbrio, a quantidade de HBr é muito maior
do que as quantidades de H e Br .
Nos casos em que o valor de K é muito grande, dizemos que o equilíbrio é deslocado para a
direita. Por outro lado, quando o valor de K é muito pequeno, podemos dizer que o equilíbrio é
deslocado para a esquerda.
Resumindo: 
Se K>>> 1, então os produtos são as espécies predominantes no equilíbrio (o equilíbrio está
deslocado para a direita). Se K<<< 1, então os reagentes são as espécies predominantes no
equilíbrio (o equilíbrio está deslocado para a esquerda).
IMPORTANTE: quando a reação alcança o equilíbrio químico, as quantidades de produtos e
reagentes permanecem constantes.
Ordem de Grandeza da Constante de equilíbrio 
3
2 2
2 + ⇋ 2SO2(g) O2(g) SO3(g)
= = 2, 5.Kp
(PSO3)
2
( ).(PO2 PSO2)
2 10
9
p
3
2 2 c
-18
2 ⇋ +HBr(g) H2(g) Br2(g)
= = 5, 8xKp
( ).( )PH2 PBr2
(PHBr)
2 10
−18
2 2
Voltemos ao exemplo da decomposição do N O em NO , a 100 C .
Podemos escrever o mesmo equilíbrio em termos da reação inversa, ou seja, vamos considerar
NO como reagente e o N O como produto.
2NO ⇋ N O
Consequentemente, a expressão da constante de equilíbrio e o valor de K serão invertidos.
Dizemos que a equação N O ⇋2NO é recíproca (ou inversa) da equação 2NO ⇋ N
O .
Como consequência, em um processo reversível, a expressão da constante de equilíbrio da
reação direta é sempre recíproca (ou inversa) da expressão da constante de equilíbrio da reação
inversa.
É importante ressaltar que ambas as constantes são válidas. Porém, para podermos indicar o
valor numérico de K para o sistema em equilíbrio N O /NO , é preciso que a equação
balanceada da reação seja descrita. Além disso, a temperatura na qual a reação acontece
também deve ser descrita.
Constante da Reação Inversa 
2 4 2
°
⇋ 2    = = 0, 212N2O4(g) NO2(g) Kc
[NO2]
2
[ ]N2O4
2 2 4
2(g) 2 4(g)
c
= = = 4, 72Kc
[ ]N2O4
[NO2]
2
1
0,212
2 4(g) 2(g) 2(g) 2
4(g)
c 2 4 2
Os coe�cientes estequiométricos podem ter valores diferentes quando a equação é multiplicada
ou dividida por um número. Por exemplo, se a equação N O ⇋2NO for multiplicada por 2,
todos os coe�cientes serão multiplicados por dois:
2N O ⇋ 4NO
Esta reação está corretamente balanceada. Consequentemente, podemos considerar sua
expressão da constante de equilíbrio químico como sendo:
Observe que a expressão da constante da equação 2N O ⇋ 4NO é equivalente à
expressão da constante da equação 2NO ⇋ N O elevada ao quadrado. Logo, o valor da
constante expressa na equação XXX também será elevado à segunda potência.
Se, a 100 °C, K para 2NO ⇋ N O é 0,212, para 2N O ⇋4NO K = (0,212) = 0,0449.
Sobre este tópico, dois pontos precisam ser ressaltados:
a) Todo valor K deve vir acompanhado da temperatura e de sua respectiva equação química
balanceada, uma vez que é por meio dela que a expressão da constante de equilíbrio químico
pode ser descrita; 
b) As quantidades de produtos e reagentes no equilíbrio não se alteram, independentemente da
forma como a equação química foi escrita. Os valores das constantes de equilíbrio para um
mesmo sistema com coe�cientes distintos são diferentes porque os expoentes da expressão da
constante de equilíbrio químico são distintos.
Relação entre Constante de Equilíbrio e os coe�cientes estequiométricos 
2 4(g) 2(g)
2 4(g) 2(g)
=Kc
[NO2]
4
[N2O4]
2
2 4(g) 2(g)
2(g) 2 4(g)
c 2(g) 2 4(g) 2 4(g) 2(g) c
2
c
A equação química de uma reação pode ser construída a partir da soma de outras equações
químicas, como descreve a lei de Hess. A reação química que é o somatório de outras reações é
denominada reação global.
Seguindo esta mesma ideia, podemos calcular a constante de equilíbrio determinada reação
global se conhecermos as constantes das outras reações, cujo somatório gera esta reação
global.
Para calcular a constante de equilíbrio da reação global, devemos multiplicar as constantes de
equilíbrio das reações que foram somadas.
Veja, como exemplo, as reações abaixo, suas respectivas expressões de constante de equilíbrio
e valores da constante de equilíbrio, a 373 K.
Neste caso, a constante de equilíbrio da reação 3 é o produto das constantes das reações 1 e 2.
Multiplicando as expressões das constantes das reações 1 e 2 temos exatamente a expressão
da constante da reação 3
De maneira semelhante, se multiplicarmos os valores das constantes das reações 1 e 2 teremos
o valor da constante da reação 3.
Constante de equilíbrio para uma equação química global 
Reação1 : 2 ⇋ + 2      1 = = 0, 014NOBr(g) Br2(g) NO(g) Kc
[ ].[NOBr2 ]
2
[NOBr]2
Reação 2 : + ⇋ 2 = = 7, 2Br2(g) Cl2(g) BrCl(g) Kc2
[BrCl]2
[ ].[ ]Br2 Cl2
Reação 3(reação  global) :  2 + ⇋ 2 + 2NOBr(g) Cl2(g) BrCl(g) NO(g)
=Kc3
[BrCl .[NO]2 ]2
[NOBr .[ ]]2 Cl2
= . = . =Kc3 Kc1 Kc2
[ ].[NOBr2 ]
2
[NOBr]2
[BrCl]2
].[ ][Br2 Cl2
[BrCl .[NO]2 ]2
[NOBr .[ ]]2 Cl2
= . = 0, 014. 7, 2 = 0, 10Kc3 Kc1 Kc2
Equilíbrio Heterogêneo
Os equilíbrios químicos em que todas as espécies químicas estão na mesma fase ou estado físico da
matéria são denominados Equilíbrios Homogêneos. Reações em que todas as substâncias
envolvidas são gases são exemplos de equilíbrios homogêneos. Nesta aula, já vimos alguns
exemplos de sistemas homogêneos.
Entretanto, em certas reações, as espécies envolvidas estão em fases diferentes, como, por exemplo,
na decomposição do carbonato de cálcio (CaCO ).3
CaCo ⇋ CaO + CO3(s) (s) 2(g)
Estes tipos de equilíbrios são denominados Equilíbrio Heterogêneo .
Outros exemplos de equilíbrio químico são descritos a seguir:
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0300/aula3.html
AgCl ⇋ Ag + Cl
H O ⇋ H O
(s)
 + 
(aq)
−
(aq)
2 (l) 2 (g)
Mas como devemos escrever a expressão da constante e calcular a constante de equilíbrio químico
para sistemas heterogêneos?
A expressão da constante de equilíbrio químico para sistemas heterogêneos não deve conter
substâncias no estado sólido ou líquidos puros.
Isso pode ser explicado de duas formas:
01
A primeira explicação possível está no fato dos valores das concentrações de sólidos e de
líquidos puros serem iguais à densidade da substância, ou seja, permanece constante ao
longo da reação.
02
A segunda justi�cativa está no cálculo das atividades das substâncias. Como vimos
anteriormente, a atividade de uma substância é calculada pela sua concentração (ou pressão
parcial) dividida por um valor de referência. Para substâncias químicas sólidas ou líquidos
puros, este valor de referência é a sua própria concentração, ou seja, a atividade será igual a 1.
Veja as expressões das constantes para os equilíbrios heterogêneos apresentados anteriormente:
CaCo ⇋CaO + CO   K =(P )3(s) (s) 2(g) P CO2
Neste caso, a constante de equilíbrio químico só depende da temperatura e da pressão parcial do
CO .2
AgCl ⇋ Ag + Cl   K =[Ag ]. [Cl ](s) (aq)+ (aq)− c + −
Perceba que a constante de equilíbrio químico não depende da concentração do reagente.
H O ⇋ H O   K =[H O] ou K =(P )2 (l) 2 (g) c 2 P H O2
A constante de equilíbrio da vaporização da água depende apenas da pressão de vapor da água no
estado de vapor. A água no estado líquido não faz parte da expressão da constante de equilíbrio, pois
é um líquido puro.
Atividades
1. Para uma reação em equilíbrio químico, é correto a�rmar que:
a) As concentrações de produtos e reagentes são iguais.
b) A constante da velocidade da reação direta (k ) é igual à constante de velocidade da reação inversa (k ).d i
c) As velocidades das reações direta e inversa são iguais.
d) A constante de equilíbrio químico é menor do que 1 quando, no equilíbrio, a quantidade de produtos é
maior do que a quantidade de reagente.
e) O valor da constante de equilíbrio químico independe da temperatura.
2. Para a reação Cd + 4Br ⇋ CdBr qual é a expressão da constante de equilíbrio
correta?
(aq)
2+
(aq)
−
4(aq)
2−
a) =Kc
[ ]CdBr2−4
[ ].[ ]Cd2+ Br−
b) =Kc
[ ]CdBr2−4
[ ].[ ]Cd2+Br−
4
c) =Kc
[ ].[ ]Cd2+ Br−
4
[ ]CdBr2−4
d) =Kc
[ ]CdBr4 2−
[ ]+Cd2−4 [ ]Br−
4
e) =Kc
[ )].4[ ]Cd2+ Br−
[ ]CdBr2−4
3. Se para a reação PCl ⇋PCl + Cl , a constante de equilíbrio é K = 1,1 x 10 a 400 K, a
constante de equilíbrio para a reação PCl + Cl ⇋ PCl é:
5(g) 3(g) 2(g) c
-2
3(g) 2(g) 5(g)
a) 90,91
b) 1,21 x 10-2
c) 1,1 x 10-2
d) 1,21 x 10-4
e) 9,1
4. Dada as reações:
Reação 1:  2HF   ⇋  2H   +  2F       K   =  4,62 . 10
Reação 2:  2H   +  C O   ⇋  H C O       K   =  2,63 . 10
O valor de K para a reação:
Reação 3:  HF   +  C O   ⇋  F   +  H C O
(aq) (aq)
+
(aq)
−
C1
−7
(aq)
+
2 4(aq)
2−
2 2 4(aq) C2
5
c
(aq) 2 4(aq)
2−
(aq)
−
2 2 4(aq)
a) 12,15
b) 1,76 x 10-12
c) 2,63 x 105
d) 0,121
e) 4,62 x 10-7
5. A alternativa que contém a expressão da constante de equilíbrio químico (K ) para o equilíbrio
químico heterogêneo CO + H ⇋CO + H O é:
c
2(g) 2(g) (g) 2 (l)
a) =Kc
[CO].[ O]H2
[ ][ ]CO2 H2
b) =Kc
[ ][ ]CO2 H2
[CO].[ O]H2
c) =Kc
[CO]
[ ][ ]CO2 H2
d) =Kc
[ O]H2
[ ][ ]CO2 H2
e) =Kc
[ ][ ]CO2 H2
[CO]
Notas
Reação química
Reações químicas são processos de transformações químicas da matéria em que uma ou mais
substâncias são convertidas em outras. Nas reações, as espécies químicas iniciais (as que sofrem
transformação) são denominadas reagentes, enquanto as substâncias geradas (aquelas que surgem
após a transformação da matéria) são denominadas produtos.
Processo de Haber
O processo de Haber, ou processo de Haber-Bosch, é um procedimento de obtenção de NH
utilizando como reagentes o N (diazoto) e o H . A elaboração deste processo, muito empregado na
indústria, rendeu a Fritz Haber (1868 – 1934) e Carl Bosch (1874 – 1940) o prêmio Nobel de química
nos anos de 1918 e 1931.
Antes mesmo da Revolução Industrial já havia um consenso entre os agricultores sobre a importância
da fertilização do solo para que a produção agrícola acompanhasse a crescente demanda por
alimentos que surgia com o aumento da população.
No século XVIII, um químico chamado Justus von Liebig (1803-1873) demonstrou a importância do
nitrogênio para a adubação do solo. Até então, os poucos fertilizantes naturais conhecidos eram
caros e de difícil acesso. Surge daí a necessidade de um processo para capturar N2 atmosférico e
transformá-lo em uma substância que pudesse ser usada como fertilizante.
3
2 2
O NH , seria esta substância pois, além de útil para agricultura, poderia também ser utilizado como
percursor do ácido nítrico, que é uma substância empregada na produção de explosivos, tais como a
pólvora e o TNT (trinitro glicerina). Em 1909, Haber conseguiu desenvolver um processo de
laboratório para �xar o N do ar. Essa descoberta despertou o interesse tanto econômico como
militar.
3
2
Equilíbrio Heterogêneo
Equilíbrio Heterogêneo é aquele que apresenta uma ou mais substâncias químicas em diferentes
estados físicos da matéria.
Referências
BROWN, T.L. et al. Química: a ciência central. 13.ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.
HAGE, D.S.; CARR, J.D. Química analítica e análise quantitativa. São Paulo: Pearson Prentice Hall,
2012.
SKOOG, D.A. et al. Fundamentos de Química Analítica, 9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
Próxima aula
Cálculo de K e K ;
Aplicações das constantes de equilíbrio;
Princípio de Le Chatelier.
c p
Explore mais
Acesse Khan Academy - Química - Unidade: Equilíbrio químico;
Leia o capítulo 15 do livro Química: A ciência central.
javascript:void(0);
javascript:void(0);