Aula 05 - Equilíbrio em Reações Químicas

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20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
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Equilíbrio em
Reações Químicas
Prof. Fábio Bicalho Cano
Descrição
A construção dos principais conceitos de equilíbrio químico e de suas relações termodinâmicas para o controle da direção de reação e do
rendimento de produtos.
Propósito
Toda reação química avança para um estado de equilíbrio dinâmico em que os reagentes e produtos não apresentam tendência a alterações. Na
composição de equilíbrio, a uma coordenada de reação definida, define-se uma relação entre as constantes de equilíbrio e a energia de Gibbs padrão
de reação. O entendimento termodinâmico do equilíbrio permite controlar a direção de reação e o rendimento de produtos.
Objetivos
Módulo 1
Coordenada de reação e regra das fases
Reconhecer a coordenada de reação.
Módulo 2
Relações entre constantes de equilíbrio e composição
Interpretar a constante de equilíbrio.
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Módulo 3
Sistemas com reação química: equilíbrio e fases
Descrever os equilíbrios químicos.
Módulo 4
Equilíbrio envolvendo multiplas reações
Calcular problemas de equilíbrio químico.
Introdução
Confira um breve resumo dos principais conceitos de reações de equilíbrio químico, que serão abordados neste conteúdo.
1 - Coordenada de reação e regra das fases

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Ao �nal deste módulo, você será capaz de reconhecer a coordenada de reação.
Vamos começar!
Reação e regra das fases
Assista ao vídeo a seguir para conhecer os principais pontos que serão abordados neste módulo.
De�nição de Coordenada de Reação
A taxa de uma reação homogênea é determinada pela composição da mistura reacional, a determinadas temperatura e pressão, após um tempo de
reação. Vamos considerar a reação genérica:
Rotacione a tela. 
Em que representa a fórmula molecular da substância e o seu coeficiente estequiométrico.
Por convenção, na representação da reação acima, os reagentes ficam posicionados à esquerda da seta de reação e são substâncias consumidas.
Já os produtos ficam posicionados à direta da seta de reação e são substâncias formadas ou produzidas. Assim, considerando a variação do
número de mols da substância no meio reacional no intervalo de tempo , as taxas de consumo ou de produção de cada substância no meio
reacional será definida por:
A taxa de reação é determinada independentemente da condição de consumo ou de produção da substância e, por definição, é uma grandeza
positiva. Assim, temos com base na estequiometria da reação:

v1A1 + v2A2 → v3A3 + v4A4
Ai i vi
dni
i dt
rA1 ≡
dnA1
dt
< 0 (consumido) 
rA2 ≡
dnA2
dt
< 0 (consumido) 
rA3 ≡
dnA3
dt
> 0 (produzido) 
rA4 ≡
dnA4
dt
> 0 (produzido) 
r
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Em que é a extensão de reação, ou grau de avanço de reação, ou ainda, coordenada de reação.
Após um tempo de reação, podemos escrever para os reagentes e produtos que iniciaram a reação com um determinado número de mols inicial
:
Reescrevendo as equações acima:
Rotacione a tela. 
Generalizando:
Rotacione a tela. 
Em que é o número estequiométrico da substância , definido por: (o negativo do coeficiente estequiométrico) se a substância for um
reagente, e (o próprio coeficiente estequiométrico) se a substância for um produto.
Descrição do Equilíbrio em Meios Reacionais
Vamos considerar uma reação genérica, em um sistema fechado, que pode ser conduzida no sentido direto, da esquerda para a direita, e no sentido
inverso, da direita para a esquerda.
Rotacione a tela. 
O sentido de uma transformação espontânea é aquele que leva para os menores valores da energia de Gibbs. Assim, a variação da energia de Gibbs
para a mistura reacional, será escrita como:
nergia de Gibbs
Energia de Gibbs, ou energia livre de Gibbs, é a energia excedente no sistema após uma reação química espontânea.
r = −
1
v1
dnA1
dt
= −
1
v2
dnA2
dt
=
1
v3
dnA3
dt
= −
1
v4
dnA4
dt
=  constante  =
dξ
dt
ξ
nAi,0
ξ = −
nA1 − nA1,0
v1
= −
nA2 − nA2,0
v2
=
nA3 − nA3,0
v3
=
nA4 − nA4,0
v4
nA1 = nA1,0 − v1ξ
nA2 = nA2,0 − v2ξ
nA3 = nA3,0 + v3ξ
nA4 = nA4,0 + v4ξ
nAi = nAi,0 + v
∗
i ξ
v∗i i v
∗
i = −vi
v∗i = vi
v1A1 + v2A2 ⇄ v3A3 + v4A4
dG = −SdT + V dp +∑
i
μidni
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Rotacione a tela. 
A temperatura e pressão constantes, à medida que a reação avança:
Rotacione a tela. 
Em que a variação do número de mols do componente decorre exclusivamente da reação química.
Para uma reação que avança mols, em que é a coordenada de reação, temos:
Logo:
Portanto, para uma reação a e constantes:
Dessa expressão, podemos escrever:
Rotacione a tela. 
Em que é a energia de Gibbs de reação.
A imagem a seguir demonstra o comportamento da energia de Gibbs com o grau de avanço de reação e assinala o grau de avanço de equilíbrio ,
determinado quando:
Espontaneidade de uma reação em função dos graus de avanço e de equilíbrio .
Conforme a representação da imagem anterior, temos como critério de espontaneidade e equilíbrio:
 , a reação direta é espontânea;
dG = ∑
i
μidni
i, dni
ξ ξ
ni = ni,0 + v
∗
i ξ
dni = v
∗
i dξ
T p
dG = (∑
i
v∗iμi)dξ
ΔGreação = (
∂G
∂ξ
)
T ,p
= ∑
i
v∗iμi
ΔGreação 
ξeq
ΔGreação  = (∑
i
v∗iμi)
eq
= 0
ξeq 
ΔGreação  < 0
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 , a reação inversa é espontânea;
 , a reação está em equilíbrio.
As reações em que podem ser denominadas exoérgicas, uma vez que, em função da espontaneidade, essas reações podem
potencializar outras reações, em outros processos, capazes de disponibilizar na vizinhança outra forma de trabalho, além do termoelástico. Por sua
vez, as reações em que podem ser denominadas endoérgicas, pois ocorrem mediante o consumo de energia na forma de trabalho,
uma vez que os sentidos diretos dessas reações são não espontâneos.
ermoelástico
Comportamento mecânico devido à variação térmica. Neste caso, um comportamento elástico.
A Regra das Fases
A fase é caracterizada por um estado uniforme da matéria, tanto na composição química quanto no estado de agregação (ou estado físico).
Identificamos, como constituinte, qualquer espécie química presente no sistema. Se esse constituinte é quimicamente independente do sistema,
dizemos que ele é um componente . O grau de liberdade , ou variância, ou ainda, número de graus de liberdade de um sistema, corresponde
ao número de variáveis intensivas que podem ser independentemente alteradas, sem perturbar o número de fases em equilíbrio presentes no
sistema.
Assim, a regra das fases estabelece uma relação geral entre o grau de liberdade , o número de componentes e o número de fases de
um sistema em equilíbrio.
Para demonstrar essa relação geral, vamos considerar, inicialmente, o diagrama de fase simples, que é caracterizado por uma única substância
pura, que apresenta diferentes estados de agregação, conforme a representação da imagem a seguir.
Diagrama de fase simples.
Para o diagrama de fase simples só existe um componente, portanto o parâmetro não será computado na relação geral. Assim:
Ponto Número de fases Grau de liberdade Somatório 
1 1 2 3
2 2 1 3
3 2 1 3
Fábio Bicalho Cano
Considerando a imagem do diagrama de fase simples, no ponto 1, o grau de liberdade é 2, pois na região de sólido, assim como nas regiões de
líquido e de gás, é possível variar livremente a pressão e a temperatura sem perturbar o número de fases em equilíbrio. Os pontos 2 e 3 estão
localizados nas curvas de equilíbrio sólido-líquidoe líquido-gás, respectivamente. Nesses pontos, a equação do perfil de equilíbrio correlaciona a
pressão com a temperatura. Assim, se for selecionada uma temperatura, automaticamente a pressão fica definida e vice-versa. Então, nas curvas de
ΔGreação  > 0
ΔGreação  = 0
ΔGreação < 0
ΔGreação > 0
(P)
(C) (F)
(F) (C) (P)
C
(P) (F) (P + F)
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equilíbrio, sem perturbar o número de fases em equilíbrio , o número de variáveis intensivas que podem variar livremente é 1, ou seja,
.
Logo, a regra das fases para um sistema com apenas um componente é:
Rotacione a tela. 
Um sistema com vários componentes, em equilíbrio, segue a representação na imagem a seguir.
Equilíbrio de fases genérico para um sistema com componentes e fases.
Tendo por base a imagem anterior, o número total de variáveis para um sistema com componentes e fases será dado por:
 (variáveis naturais do equilíbrio) 2
Fração molar de cada componente em cada fase
Total de variáveis 2 + 
Fábio Bicalho Cano
O número total de equações independentes que podemos escrever para o sistema da imagem anterior será dado por:
 (para cada fase)
Fábio Bicalho Cano
Para cada componente, a condição de equilíbrio define que: 
 igualdades independentes
Total de equações
Fábio Bicalho Cano
O número de graus de liberdade ou simplesmente, grau de liberdade , também pode ser interpretado como o menor número de variáveis
necessário para especificar completamente o equilíbrio termodinâmico de um sistema. Assim, para que um sistema em equilíbrio termodinâmico,
representado por um conjunto de variáveis e de equações, seja possível e determinado, o número de equações deve ser igual ao número de
variáveis. Diante do exposto, podemos escrever para um sistema em equilíbrio:
(P = 2)
F = 1
F = 3 − P
C P
C P
p,T
P ⋅ C
P ⋅ C
∑i x1 = 1 P
μα
i
= μβ
i
= ⋯ = μPi
(P − 1) C ⋅ (P − 1)
P + C ⋅ (P − 1)
(F)
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Traduzindo a expressão acima em termos matemáticos, temos:
Rotacione a tela. 
Ou seja:
Rotacione a tela. 
Portanto:
Rotacione a tela. 
Não existe sentido físico em um número de graus de liberdade negativo, ou seja, . Dessa forma, obrigatoriamente, . Quando , o
sistema é invariante e definido, não havendo a necessidade da especificação de nenhuma variável para que o estado termodinâmico de equilíbrio
fique completamente determinado.
Demonstração
O composto 1,2 -dicloroetano é um dos solventes utilizado na lavagem a seco. Propõe-se como rota sintética desse solvente a seguinte
reação, a 298K:
Sabe-se que para essa reação e . Nessas condições, essa reação é viável? Justifique.
Solução
Para que a reação seja termodinamicamente viável: .
Sabemos que para uma temperatura constante: .
F = (P ⋅ C + 2) − [P + C ⋅ (P − 1)]
F = P ⋅ C + 2 − P − P ⋅ C + C
F = C − P + 2
F < 0 F ≥ 0 F = 0
(C2H4Cl2)
C2H4(g) + Cl2(g) → C2H4Cl2(g)
ΔH o = −218kJ/mol ΔS o = −234J/mol ⋅ K
ΔGreação  < 0
ΔG = ΔH − TΔS
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Logo:
Como , a reação é viável.
Mão na massa
Questão 1
Considere a reação de decomposição do pentóxido de dinitrogênio:
Podemos afirmar que a taxa de decomposição do é:
Parabéns! A alternativa A está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5Cbegin%7Baligned%7D%0A%20%20%26r%3D-
%5Cfrac%7B1%7D%7B2%7D%20%5Cfrac%7Bd%20N_%7B2%7D%20O_%7B5%7D%7D%7Bd%20t%7D%3D%5Cfrac%7B1%7D%7B4%7D%20%5Cfrac%7Bd
%5Cfrac%7Bd%20N_%7B2%7D%20O_%7B5%7D%7D%7Bd%20t%7D%3D%5Cfrac%7B1%7D%7B2%7D%20%5Cfrac%7Bd%20N%20O_%7B2%7D%7D%7Bd
%5Cfrac%7Bd%20N_%7B2%7D%20O_%7B5%7D%7D%7Bd%20t%7D%3D2%20%5Cfrac%7Bd%20O_%7B2%7D%7D%7Bd%20t%7D%0A%20%20%5Cend%7
Questão 2
A taxa de formação do oxigênio é , conforme a reação de decomposição do ozônio:
Qual é o valor da taxa de reação?
ΔG = −218 × 103 − 298 × (−234) = −148268J/mol = −148kJ/mol
ΔGreação  < 0

2N2O5(g) → 4N2(g) + O2(g)
N2O5(g)
A duas vezes a taxa de formação do .O2(g)
B metade da taxa de formação do .O2(g)
C igual à taxa de formação do .O2(g)
D duas vezes a taxa de formação do .NO2(g)
E quatro vezes a taxa de formação do .NO2(g)
2, 4 × 10−3mol/s
2O3(g) → 3O2(g)
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Parabéns! A alternativa E está correta.
%0A%3Cyduqs-video-
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video-player%3E%0A
Questão 3
Uma amostra de mol de foi introduzida em um recipiente isento de gases e fechado a e com o passar do tempo
entrou em equilíbrio formando mol de , conforme a reação:
Qual é o valor do grau de avanço de equilíbrio?
A 7, 2 × 10−3mol/s
B 4, 8 × 10−3mol/s
C 2, 4 × 10−3mol/s
D 1, 2 × 10−3mol/s
E 8, 0 × 10−4mol/s
9, 30 × 10−3 HI 1000K
6, 29 × 10−4 I2
2HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g)
A 1, 26 × 10−3mol
B 4, 65 × 10−3mol
C 6, 29 × 10−4mol
D 3, 14 × 10−4mol
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Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5Cbegin%7Baligned%7D%0A%20%20%26n_%7BA_%7Bi%7D%7D%3Dn_%7BA_%7Bi%2C%200%7D%7D%2Bv_%7Bi%
4%7D%20mol%0A%20%20%5Cend%7Baligned%7D%0A%20%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A
Questão 4
Considere o diagrama de fase para o hélio.
Qual é o grau de liberdade da região indicada por (1)?
Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EPara%20o%20diagrama%20de%20fase%20simples%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3E%24%24%0A%20%20F%3D3-P%0A%20%20%24%24%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EO%20ponto%20(1)%20%C3%A9%20um%20ponto%20triplo%20em%20que%20coexistem%203%20fases%2C%20as%20fases%20l%C3%AD
l%20e%20He-Il%20e%20a%20fase%20gasosa.%20Logo%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3E%24%24%0A%20%20F%3D3-3%3D0%0A%20%20%24%24%3C%2Fp%3E%0A
Questão 5
E 1, 14 × 10−4mol
A –1
B –2
C 0
D 1
E 2
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Considere um sistema reacional conduzido em um vaso fechado, onde se observa o equilíbrio químico:
Qual é o grau de liberdade desse sistema?
Parabéns! A alternativa B está correta.
%0A%3Cyduqs-video-
player%20src%3D%22https%3A%2F%2Fplay.yduqs.videolib.live%2Fhome%3Ftoken%3D7bc0d5ae09364cda9437de616a376157%22%20videoId%3D%2
video-player%3E%0A
Questão 6
Assinale a alternativa em que as condições apresentadas de reação correspondem a uma situação de equilíbrio.
MgCO3(s) ⇄ MgO(s) + CO2(g)
A 0
B 1
C 2
D 3
E 4
A ΔH = −48kJ; ΔS = +135J/K a 400K
B ΔH = +48kJ; ΔS = +135J/K a 400K
C ΔH = −48kJ; ΔS = −135J/K a 400K
D ΔH = −54kJ; ΔS = −135J/K a 400K
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Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3EPara%20o%20equil%C3%ADbrio%3A%20%5C(%5CDelta%20G%3D%5CDelta%20H-
T%20%5CDelta%20S%3D0%5C)%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%20%5CDelta%20G%3D-54-400%20%5Ctimes(-0%2C135)%3D0%20kJ%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A
Teoria na prática
Seja a reação de decomposição da amônia em vaso fechado:
Inicialmente, as três espécies químicas estão presentes em quantidades arbitrárias e , em uma temperatura muito baixa para a
reação não ocorrer. Eleva-se, então, a temperatura e mantém-se seu valor constante até que o meio reacional alcance o equilíbrio. Por intermédio da
coordenada de reação deequilíbrio, determine as quantidades de cada espécie química presente no equilíbrio.
Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Considere o diagrama de fase para o hélio puro.
Qual é o grau de liberdade da região indicada por (1)?
E ΔH = +54kJ; ΔS = −135J/K a 400K
_black
2NH3(g) ⇄ N2(g) + 3H2(g)
nNH3,0,nN2,0 nH2,0
Mostrar solução
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Parabéns! A alternativa E está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph'%3EDiagrama%20de%20fase%20simples%3A%20Regi%C3%A3o%20(1)%20-%20Uma%20fase%20He-
II%20l%C3%ADquido.%20%5C(F%3D3-P%3D3-1%3D2%5C)%20%3C%2Fp%3E%0A
Questão 2
Considere a reação conduzida em sistema fechado:
Suponha que, inicialmente, estejam presentes no meio reacional somente 4 mol de e 2 mol de . Para uma coordenada de reação
, o número de mols de presente no meio reacional será igual a:
A –2
B –1
C 0
D 1
E 2
2NO(g) + Cl2(g) ⇄ 2ClNO(g)
NO(g) Cl2(g)
ξ ClNO(g)
A nClNO = 4 − 2ξ
B nClNO = 2ξ
C nClNO = 2 + 2ξ
D nClNO  = 2 − ξ
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Parabéns! A alternativa B está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5Cbegin%7Baligned%7D%0A%20%20%26n_%7Bi%7D%3Dn_%7Bi%2C%200%7D%2Bv_%7Bi%7D%5E%7B*%7D%20%
2 - Relações entre constantes de equilíbrio e composição
Ao �nal deste módulo, você será capaz de interpretar a constante de equilíbrio.
Vamos começar!
Constante de equilíbrio e composição
Assista ao vídeo a seguir para conhecer os principais pontos que serão abordados neste módulo.
Quociente reacional e as Constantes de Equilíbrio
Vamos considerar a reação genérica, em fase gasosa, em um sistema fechado:
E nClNO = ξ

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Rotacione a tela. 
Considerando agora que cada componente da mistura gasosa tem comportamento de gás ideal, temos para o potencial químico:
Rotacione a tela. 
Em que é a pressão de referência igual a 1atm e a pressão parcial é medida em atm.
A energia de Gibbs da reação é determinada por:
Em que o símbolo representa o somatório, ou seja, a soma dos termos é o número estequiométrico e o potencial químico do
componente .
Então, para a reação genérica, temos:
Vamos considerar a energia de Gibbs padrão de reação , definida por:
Portanto:
Rotacione a tela. 
O argumento desse logaritmo é denominado quociente reacional ou quociente próprio das pressões, . Assim, temos:
Em que o símbolo representa o produtório, ou seja, o produto dos termos é o número estequiométrico e a pressão parcial do
componente medida em atm.
Logo:
Rotacione a tela. 
v1A1 + v2A2 ⇄ v3A3 + v4A4
μi = μ
o
i (T ) + R̄T ln(
pi
po
)
po pi
ΔGreação = ∑
i
v∗iμi
∑ (v∗iμi), v
∗
i μi
i
ΔG = v3 (μoA3 + R̄T ln pA3)+ v4 (μ
o
A4
+ R̄T ln pA4)− v1 (μ
o
A1
+ R̄T ln pA1)− v2 (μ
o
A2
+ R̄T ln pA2)
ΔGo
ΔGo(T ) = v3 ⋅ μ
o
A3
+ v4 ⋅ μ
o
A4
− v1 ⋅ μ
o
A1
− v2 ⋅ μ
o
A2
= ∑
i
v∗iμ
o
i
ΔGreação = ΔG
o(T ) + R̄T ln(
p
v3
A3
⋅ pv4A4
p
v1
A1
⋅ pv2A2
)
Qp
Qp =
p
v3
A3
⋅ pv4
A4
p
v1
A1
⋅ pv2A2
= ∏
i
p
v∗i
i
∏ (pv
∗
i
i
), v∗i pi
i
ΔGreação  = ΔG
o(T ) + R̄T lnQp
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
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
Para a situação de equilíbrio, . Logo:
 é a constante de equilíbrio determinada com base nas pressões parciais, dependente somente da temperatura e definida por:
Em que é a pressão parcial do componente de equilíbrio, medida em atm.
Como determinar a constante de equilíbrio se os gases envolvidos na reação química têm comportamento de gás real e não
de gás ideal?
Para uma reação química que envolve uma mistura de gases reais, a análise é semelhante àquela desenvolvida até aqui, devendo o equilíbrio ser
escrito com base na fugacidade:
 é a constante de equilíbrio determinada em função da fugacidade, dependente somente da temperatura e definida por:
A constante de equilíbrio pode ser escrita também em função da concentração , em , e da fração molar , conforme as equações:
A constante de equilíbrio é uma função exclusiva da temperatura de reação . Para a sua determinação, precisamos quantificar a energia de
Gibbs padrão de reação , que também é função somente da temperatura de reação e definida na pressão de 1atm ou 1bar. Assim, temos:
ugacidade
Na Química, significa o diferencial do potencial químico. Serve para indicar quão desordenada e rápida é a reação.
Rotacione a tela. 
ΔGreação  = 0
0 = ΔGo(T ) + R̄T ln(
p
v3
A3
⋅ pv4
A4
p
v1
A1
⋅ pv2A2
)
eq
= ΔGo(T ) + R̄T lnKp
Kp
Kp = (
p
v3
A3
⋅ pv4
A4
p
v1
A1
⋅ pv2A2
)
eq
= ∏
i
(pi)
v∗i
eq
(pi)eq i
ΔGo(T ) = −R̄T lnKf
Kf
Kf = ∏
i
(fi)
v∗i
eq
Ci mol/L xi
KC = ∏
i
(Ci)
v∗i
eq
Kx = ∏
i
(xi)
v∗i
eq
K T
ΔGo
K = K(T )
lnK = −
ΔGo
R̄T
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Como calcular a energia de Gibbs padrão de reação, ?
Os dados mais usuais disponíveis para o cálculo da constante de equilíbrio são os dados de energia de Gibbs padrão de formação a e 1
atm. Por definição, uma reação de formação é aquela que forma 1 mol da substância, a partir de seus elementos constituintes puros, na forma mais
estável, conforme encontrados na natureza. Por convenção, a energia de Gibbs de formação do elemento puro, no estado físico mais estável,
conforme encontrado na natureza, é zero.
A seguir, são apresentadas algumas reações de formação:
Rotacione a tela. 
A tabela de dados termoquímicos, apresenta a entalpia padrão de formação , a energia de Gibbs padrão de formação e a entropia padrão
 para algumas substâncias. Tabela dados termoquímicos.
Como a energia de Gibbs é uma função de estado, sua variação não depende do caminho e sabendo que qualquer reação pode ser escrita como
uma combinação de reações de formação, a energia de Gibbs padrão de reação para a reação genérica a seguir será determinada por:
Rotacione a tela. 
Generalizando:
Rotacione a tela. 
Em que é o número estequiométrico e a energia de Gibbs padrão de formação do componente .
Relações entre constantes de equilíbrio
Para sistemas gasosos, a relação entre as constantes de equilíbrio e é determinada por meio do conceito de pressão parcial, em que
. Logo, para a reação genérica:
Então:
ΔGo
ΔGo
f
25∘C
C(s,  grafite ) + O2(g) → 1CO2(g)
H2(g) + S(s,  rômbico ) + 2O2(g) → 1H2SO4(l)
N2(g) + 2O2(g) → 1N2O4(g)
K(s) +
1
2
Cl2(g) +
3
2
O2(g) → 1KClO3(s)
2C(s,  grafite ) + 3H2(g) +
1
2
O2(g) → 1C2H5OH(l)
ΔH o
f
ΔGo
f
S o
v1A1 + v2A2 ⇄ v3A3 + v4A4
ΔGo = v3 ⋅ ΔG
o
f,A3
+ v4 ⋅ ΔG
o
f,A4
− v1 ⋅ ΔG
o
f,A1
− v2 ⋅ ΔG
o
f,A2
ΔGo = ∑
i
v∗i ΔG
o
f,i
v∗i ΔG
o
f,i i
Kp Kx
pi = xip
Kp =
p
v3
A3
⋅ pv4A4
pv1
A1
⋅ pv2
A2
=
(xA3p)
v3 ⋅ (xA4p)
v4
(xA1p)
v1 ⋅ (xA2p)
v2
= (∏
i
x
v∗i
i
)× pv3+v4−v1−v2
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Caso a mistura gasosa apresente comportamento de gás ideal e sabendo que a pressão parcial, por definição, é a pressão que o gás da mistura
exerceria se estivesse sozinho no recipiente de mistura, na temperatura de mistura, temos:
Considerando a concentração em mol/L:
Assim:
Ou seja:
Atenção!
Em uma reação em fase gasosa, constituída por uma mistura de gases ideais, quando , as constantes de equilíbrio e são
iguais.
Resposta do equilíbrio às condições do sistema
O equilíbrio é afetado por alterações na pressão, na temperatura e nas concentrações dos reagentes e produtos.
O efeito da temperatura na constante de equilíbrio pode ser avaliado pelo desenvolvimentoa seguir. Para o equilíbrio químico da reação:
Rotacione a tela. 
Diferenciando a expressão acima em relação a , temos:
Agora:
Kp = Kx × p
∑ v∗i
i
piV = niR̄T
Ci
pi = CiR̄T
Kp =
p
v3
A3
⋅ pv4A4
pv1
A1
⋅ pv2
A2
=
(CA3R̄T)
v3
⋅ (CA4R̄T)
v4
(CA1R̄T)
v1
⋅ (CA2R̄T)
v2
= (∏
i
C
v∗i
i
)× (R̄T )v3+v4−v1−v2
Kp = KC × (R̄T )
∑ v∗i
∑ v∗i = 0 Kp,KC Kx
lnKp = −
ΔGo
R̄T
T
d lnKp
dT
= −
1
R̄
d (ΔGo/T )
dT
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Considerando a equação de Gibbs-Helmholtz:
Dividindo essa expressão por 
Podemos escrever:
Diferenciando a expressão acima em relação a 
Temos:
Considerando a equação de Gibbs-Helmholtz:
Logo:
Portanto:
A constante de equilíbrio pode ser explicitamente escrita em função da temperatura por intermédio da integração da equação acima. Assim, temos:
Rotacione a tela 
ΔGo = ∑
i
v∗iμ
o
i
d (μ0i /T)
dT
= −
H̄ oi
T 2
T
ΔGo
T
= ∑
i
v∗i
μoi
T
T
d (ΔGo/T )
dT
= ∑
i
v∗i
d (μoi/T )
dT
d (μ0i /T)
dT
= −
H̄ oi
T 2
d (ΔGo/T )
dT
= −
1
T 2
∑
i
v∗i H̄
o
i = −
ΔH o
T 2
d lnKp
dT
= −
1
R̄
d (ΔGo/T )
dT
=
ΔH o
R̄T 2
∫
lnKp
ln kp,0
lnKp = ∫
T
T0
ΔH o
R̄T 2
dT
lnKp − lnKp,0 = ∫
T
T0
ΔH o
R̄T 2
dT
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Rotacione a tela. 
Geralmente, é constante em intervalos de temperatura não muito grandes. Assim, considerando constante no intervalo de integração:
Para uma reação conduzida à temperatura constante, podemos escrever:
Então, para o equilíbrio:
Ou seja:
O efeito da pressão na constante de equilíbrio deve ser analisado considerando que é definido para uma pressão padrão de 1atm ou 1bar.
Sabendo que:
Então, a constante de equilíbrio só depende da temperatura e não é função da pressão. Portanto:
Devemos observar, na expressão acima, que o fato de a constante de equilíbrio ser independente da pressão, isso não implica que a composição
de equilíbrio não possa variar com a alteração da pressão.
Mas como podemos alterar a pressão do meio reacional?
Existem, basicamente, duas formas de se alterar a pressão no meio reacional:
ΔH o ΔH o
lnKp = lnKp,0 −
ΔH o
R̄
(
1
T
−
1
T0
)
ΔGo = ΔH o − TΔS o
−R̄T lnKp = ΔH
o − TΔS o
lnKp = −
ΔH o
R̄T
+
ΔS o
R̄
ΔGo
reação
lnKp = −
ΔGo
reação
R̄T
(
∂K
∂p
)
T
= 0
K
Injeção de um gás inerte no meio reacional
Considerando uma mistura de gases ideais, as pressões parciais não são alteradas com a injeção do gás inerte. Nesse caso, a
constante de equilíbrio permanece inalterada, assim como a composição de equilíbrio.Kp
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A constante de equilíbrio será calculada por:
Nessa relação, a constante de equilíbrio permanecerá constante se o aumento na pressão parcial de for equivalente ao aumento, elevado ao
quadrado, na pressão parcial de .
Essa necessidade de um aumento na pressão parcial de , relativamente grande em relação a , só será conseguida se a composição
no equilíbrio for deslocada para o lado do , aumentando o número de moléculas desse gás, o que promoveria com a compressão uma
maximização de . Portanto, na compressão, a constante de equilíbrio é mantida constante, mas a composição de equilíbrio é alterada.
As repostas do equilíbrio de uma reação química à pressão e à temperatura acompanham o princípio de Le Chatelier, traduzido no seguinte
enunciado:
“Para cada ação sobre um sistema que visa alterar a sua condição de equilíbrio corresponde uma reação do sistema no sentido de minimizar o
efeito dessa ação”.
Diante do exposto:
Demonstração
Utilize a equação de Van't Hoff:
Para estimar o valor da constante de equilíbrio , quando a reação abaixo conduzida a e 1atm. Sabe-se que o valor da constante de
equilíbrio, a e 1 atm, para essa reação é igual a .
Compressão dos gases no meio reacional
Considerando esse procedimento promove alterações nas pressões parciais dos gases, em função da redução do volume do meio
reacional. As alterações nas pressões parciais devem obedecer à relação . Como exemplo, vamos considerar a reação
de decomposição:
(∂K/∂p)T = 0
N2O4(g) ⇄ 2NO2(g)
Kp =
p2NO2
pN2O4
N2O4
NO2
N2O4(g) p2NO2
N2O4
pN2O4 Kp
Compressão 
Elevação 
d lnKp
dT
=
ΔH o
R̄T 2
Kp 250∘C
25∘C Kp = 5, 62 × 104
PCl3(g) + Cl2(g) ⇄ PCl5(g)
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
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Solução
Integrando a equação de Van't Hoff, temos:
Para estimar o valor da constante de equilíbrio quando a reação abaixo conduzida a e 1atm. Sabe-se que o valor da constante de
equilíbrio, a e 1 atm, para essa reação é igual a .
Considerando no intervalo de integração constante:
Da tabela de dados termoquímicos:
Portanto:
Logo: 
Mão na massa
Questão 1
Considere a reação:
A 298K, o valor da energia de Gibbs padrão de reação é igual a:
∫
Kp
Kp,0
d lnKp = ∫
T
T0
ΔH o
R̄T 2
dT
Kp 250
∘C
25∘C Kp = 5, 62 × 10
4
PCl3(g) + Cl2(g) ⇄ PCl5(g)
ΔH ∘
lnKp = lnKp,0 −
ΔH o
R̄
(
1
T
−
1
T0
)
ΔH o = 1 × ΔH of,PCl5 − (1 × ΔH
o
f,PCl3
+ 1 × ΔH of,Cl2)
ΔH o = −375 − (−287 + 0) = −88, 0kJ
lnKp = ln (5, 62 × 104) −
(−88000)
8,3145
( 1
250+273
− 1
25+273
) = −4, 343
Kp = 0, 013

2C6H6(g) + 15O2(g) → 12CO2(g) + 6H2O(g)
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
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Parabéns! A alternativa A está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5CDelta%20G%5E%7Bo%7D%3D%5Csum_%7Bi%7D%20v_%7Bi%7D%5E%7B*%7D%20%5CDelta%20G_%7Bf%2C%2
paragraph%20u-text--
medium'%3EConsiderando%20a%20tabela%20de%20dados%20termoqu%C3%ADmicos%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-
paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%5Cbegin%7Bgathered%7D%0A%5CDelta%20G%5E%7Bo%7D%3D12%20%5Ctimes(-394%2C36)%2B6%20%5Ctimes(-228%2
15%20%5Ctimes%200%20%5C%5C%0A%5CDelta%20G%5E%7Bo%7D%3D-
6363%20k%20J%0A%5Cend%7Bgathered%7D%0A%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A
Questão 2
A reação abaixo está em equilíbrio a .
A constante de equilíbrio é . Qual é o valor da constante de equilíbrio ?
A –6363kJ
B 6363kJ
C –7250kJ
D 7250kJ
E –5627kJ
1000K
2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g)
Kp = 3, 0 KC
A 300
B 298
C 246
D 150
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
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Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5Cbegin%7Baligned%7D%0A%20%20%26K_%7Bp%7D%3DK_%7BC%7D%20%5Ctimes(%5Cbar%7BR%7D%20T)%5
2-1%7D%7D%3D246%0A%20%20%5Cend%7Baligned%7D%0A%20%20%24%24%24%20%3C%2Fp%3E%0A
Questão 3
A 500K, a reação a seguir atinge o equilíbrio.
As pressões parciais de equilíbrio são: e 
Qual é o valor da constante de equilíbrio ?
Parabéns! A alternativa E está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20K_%7Bp%7D%3D%5Cfrac%7Bp_%7BC%20l%20N%20O%7D%5E%7B2%7D%7D%7Bp_%7BN%20O%7D%5E%7B2%7D%
Questão 4
Considere a reação em equilíbrio a 1000K:
Uma quantidade correspondente a mol de foi introduzida no reator vazio de 2,0L a e, após o equilíbrio, a quantidade de
 formada é de mol/L. Nessa situação, qual é o valor de ?
E 108
2NO(g) + Cl2(g) ⇄ 2 ClNO(g)
pNO = 0, 240atm, pCl2 = 0, 600atm pClNO = 1, 30atm
Kp
A 152
B 122
C 99,8
D 75,6
E 48,9
H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)
8, 40 × 10−3 HI 1000K
I2 6, 0× 10
−4 KC
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/index.html# 26/61
Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%3C!--%20%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20C_%7BH%20I%2C%20%5Ctext%20%7B%20incial%20%7D%7D%3D%5Cfrac%7Bn_%7BH%20I%7D%7D%7BV(L)%7D%3
3%7D%7D%7B2%7D%3D4%2C2%20%5Ctimes%2010%5E%7B-3%7D%20mol%20%2F%20L%0A%20%20%24%24%24%20%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EDa%20estequiometria%20da%20rea%C3%A7%C3%A3o%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cyduqs-section%3E%20--%3E%0A%3C!--
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4%7D%20%5C)%3C%2Ftd%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%3Ctd%20class%3D%22c-table__tdata%20u-
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centered%22%3E%20%5C(%203%2C0%5Ctimes%2010%5E%7B-
3%7D%20%5C)%20%3C%2Ftd%3E%0A%20%20%20%20%20%20%3C%2Ftr%3E%0A%20%20%20%20%3C%2Ftbody%3E%0A%20%20%3C%2Ftable%3E%
legenda%20mt-3%22%3E%0A%20%20%20%20%3Cp%20class%3D%22c-paragraph%20u-
text%22%3EF%C3%A1bio%20Bicalho%20Cano%3C%2Fp%3E%0A%20%20%3C%2Fdiv%3E%20--%3E%0A%3C!--%20Recurso%20Table%20-
%20end%20--%3E%0A%3C!--%20%3C%2Fyduqs-section%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EPara%20a%20rea%C3%A7%C3%A3o%20apresentada%2C%20temos%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20K_%7BC%7D%3D%5Cfrac%7BC_%7BH%20I%7D%5E%7B2%7D%7D%7BC_%7BH_%7B2%7D%7D%20%5Ccdot%20C_%
3%7D%5Cright)%5E%7B2%7D%7D%7B6%2C0%20%5Ctimes%2010%5E%7B-4%7D%20%5Ccdot%206%2C0%20%5Ctimes%2010%5E%7B-
4%7D%7D%3D25%0A%20%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%20--%3E%0A%3Cyduqs-video-
A 196
B 144
C 72
D 25
E 14
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Questão 5
Considere o equilíbrio reacional da hidrazina:
Considerando a notação para a concentração: , a constante de equilíbrio será determinada por:
Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium%20'%3EDefini%C3%A7%C3%A3o%20da%20constante%20de%20equil%C3%ADbrio%20%5C(%20K_%7Bc%7D%20%5C).%3C%2Fp%3E%0A
Questão 6
A 500K, a reação a seguir apresenta .
A análise de uma amostra do meio reacional a 500K apresenta a seguinte composição: e
.
Chamando de o quociente reacional, podemos afirmar que:
N2(g) + 2H2(g) ⇄ 2N2H4(g)
[Ai] = CAimol/L KC
A KC =
[N2]⋅[H2]
[N2H4]
B KC =
[N2H4]
[N2]⋅[H2]
C KC =
[N2H4]
2
[N2]⋅[H2]
2
D KC =
[N2H4]
2
[N2]
2⋅[H2]
E KC =
[N2H4]
[N2]⋅[H2]
2
Kc = 160
H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)
CH2 = 5, 0 × 10
−3mol/L,CI2 = 2, 0 × 10
−3mol/L
CHI = 2, 0 × 10
−2mol/L
QC
A A reação está em equilíbrio, pois .QC = KC
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Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%3Cyduqs-video-
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Teoria na prática
Em um reator com volume de , mantém-se à temperatura constante de uma mistura composta por 1,00 mol de e 3,00 mol de
. No equilíbrio, foi detectada a presença de 0,65 mol de em função da reação:
Determine:
a) As concentrações de todas as espécies químicas presentes no reator.
b) O valor da constante de equilíbrio .
B A reação está em equilíbrio, pois .QC > KC
C A reação está em equilíbrio, pois .QC < KC
D A reação tende a formar produtos, pois .QC < KC
E A reação tende a formar reagentes, pois .QC > KC
_black
5, 0L 1000K CO(g)
H2(g) CH4(g)
CO(g) + 3H2(g) ⇄ CH4(g) + H2O(g)
KC
Mostrar solução
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Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
A 800K, a reação a seguir entra em equilíbrio com .
Qual é o valor da constante de equilíbrio a 800K?
Parabéns! A alternativa E está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5Cbegin%7Baligned%7D%0A%20%20%26K_%7Bp%7D%3DK_%7Bx%7D%20%5Ctimes%20p%5E%7B%5Csum%20v_
paragraph%20u-text--
medium'%3EComo%20para%20a%20rea%C3%A7%C3%A3o%20%5C(%5Csum%20v_%7Bi%7D%5E%7B*%7D%3D0%3A%20K_%7Bp%7D%3DK_%7BC%7D
Questão 2
A 400K, a reação a seguir apresenta .
Qual é o valor constante de equilíbrio , a 400K, para a reação a seguir?
KC = 4, 0
CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g)
Kx
A 262
B 125
C 74
D 22
E 4
K ′p = 50
N2O4(g) ⇄ 2NO2(g)
Kp
2NO2(g) ⇄ N2O4(g)
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Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5Cbegin%7Baligned%7D%0A%20%20K_%7Bp%7D%5E%7B%5Cprime%7D%20%26%3D%5Cfrac%7Bp_%7BN%20O_
3 - Sistemas com reação química: equilíbrio e fases
Ao �nal deste módulo, você será capaz de descrever os equilíbrios químicos.
Vamos começar!
A 50
B –50
C 0,04
D 0,02
E 0,01

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Cálculo de conversão no equilíbrio e regra das fases
Assista ao vídeo a seguir para conhecer os principais pontos que serão abordados neste módulo.
A regra das fases para sistemas reacionais
A aplicação correta da regra das fases em um sistema reacional exige um conhecimento experimental prévio do sistema. Em um sistema reacional
fechado, o número de componentes é definidocomo o menor número de espécies quimicamente independentes necessário para a descrição
completa da composição de cada fase presente no sistema.
Para o entendimento do termo “espécies quimicamente independentes”, na definição do número de componentes C, vamos considerar as situações
a seguir.
Determinação da conversão de equilíbrio
Como exemplo genérico para o cálculo da conversão de equilíbrio, considerando a coordenada de reação ou o grau de avanço, vamos considerar a
reação de síntese da amônia:
Para uma alimentação estequiométrica e considerando um grau de avanço para a reação, temos:
Inicial 1 mol 3 mol 0 mol
Consumo/produção
Equilíbrio
Fração molar
Sistema reacional composto por constituintes gasosos 
Sistema reacional composto por constituintes em diferentes estados de agregação 
Sistema de mistura em que as condições experimentais podem favorecer ou não a reação 
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g)
ξ
ξ 3ξ 2ξ
1 − ξ 3 − 3ξ 2ξ
1− ξ
4− 2ξ
3− 3ξ
4− 2ξ
2ξ
4− 2ξ
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Inicial 1 mol 3 mol 0 mol
Pressão parcial
Fábio Bicalho Cano
Dados experimentais a 600K estabelecem, para a reação em questão, as seguintes pressões parciais, quando a alimentação é estequiométrica:
Rotacione a tela. 
Assim, a 600K, a constante de equilíbrio será determinada por:
Para a situação de equilíbrio, a pressão total será calculada conforme a lei de Dalton:
lei de Dalton
A lei de Dalton estabelece que, em uma mistura gasosa, a pressão de cada elemento presente na mistura independe da pressão dos outros elementos
contidos na mistura.
Rotacione a tela. 
Logo:
Para a determinação do grau de avanço no equilíbrio, podemos considerar qualquer uma das pressões parciais de equilíbrio. Portanto:
Assim:
Então, como calcular a porcentagem de conversão?
A porcentagem de conversão deve ser associada a um reagente. Assim, para esse exemplo genérico, a porcentagem de conversão do reagente
 no equilíbrio será determinada por:
( 1− ξ4 −2ξ ) ⋅ p (
3− 3ξ
4 −2ξ ) ⋅ p (
2ξ
4− 2ξ ) ⋅ p
pN2 = 1, 23atm, pH2 = 3, 69atm e pNH3 = 1, 08atm
Kp
Kp =
p2NH3
pN2 ⋅ p
3
H2
=
1, 082
1, 23 × 3, 693
= 0, 0189
p
p = ∑
i
pi
p = 1, 23 + 3, 69 + 1, 08 = 6, 0 atm 
pN2 = (
1 − ξ
4 − 2ξ
) ⋅ p = (
1 − ξ
2 − ξ
) ⋅
p
2
1, 23 = (
1 − ξ
2 − ξ
)
6
2
⇒ ξ = 0, 305mol
α
N2(g)
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Como a alimentação foi estequiométrica, a conversão do é igual à conversão do .
Atenção!
As constantes de equilíbrio não têm unidade, uma vez que, na expressão do potencial químico:
 argumento do logaritmo neperiano é adimensional, já que 
Reações envolvendo fases condensadas
Quando as substâncias em equilíbrio químico se apresentam distribuídas em mais de uma fase, dizemos que o equilíbrio é heterogêneo. Se as
substâncias presentes no equilíbrio constituem uma única fase, o equilíbrio é homogêneo. Para as fases condensadas puras, ou seja, as fases
líquidas ou sólidas, a energia de Gibbs molar ou o potencial químico são praticamente independentes da pressão. Assim, temos:
Rotacione a tela. 
Vamos considerar a equação em equilíbrio heterogêneo:
Rotacione a tela. 
Podemos escrever para esse equilíbrio:
Rotacione a tela. 
Portanto:
Rotacione a tela. 
Logo:
αN2 ≡
 mols reagidos 
 mols iniciais 
× 100 = (
nN2, incial  − nN2, equilíbrio 
nN2, incial 
) × 100
αN2 = [
1 − (1 − ξ)
1
] × 100 =
0, 305
1
× 100 = 30, 5%
H2(g) N2(g)
μi = μ
o
i (T ) + R̄T ln(
pi
po
)
O po = 1atm
μi = μ
o
i (T )
CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g)
(μCaO(s) + μCO2(g) − μCaCO3(s))eq = ΔGreação  = 0
μo
CaO(s) + μ
o
CO2(g)
+ R̄T ln pCO2 − μ
o
CaCO3(s)
= 0
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Rotacione a tela. 
Ou seja:
Rotacione a tela. 
Assim:
Rotacione a tela. 
De forma equivalente, para as reações heterogêneas em equilíbrio:
Rotacione a tela. 
A constante de equilíbrio associada à solubilidade de um sal sólido puro não dissolvido e seus íons em uma solução saturada é denominada
constante do produto de solubilidade ou constante de solubilidade ou, ainda, produto de solubilidade . Para as soluções em fase líquida, a
composição da solução geralmente é determinada considerando a concentração em mol/L. Assim, temos os seguintes exemplos:
Rotacione a tela. 
Na determinação do produto de solubilidade , a notação da espécie química entre colchetes representa a concentração da espécie química em
mol/L e a concentração do sólido puro é considerada igual à atividade do sólido que, por sua vez, é igual a 
A seguir, resumem-se as principais regras de solubilidade para a maioria dos compostos inorgânicos.
Compostos solúveis
Compostos dos elementos do Grupo 1 da Tabela Periódica e compostos de amônio (NH4+);
Compostos solúveis
Cloretos (Cl–), brometos (Br–) e iodetos (l–), exceto os de Ag+, Hg22+ e Pb2+. O PbCl2 é um sal levemente solúvel;
ln pCO2 = −
1
R̄T
(μoCaO(s) + μ
o
CO2(g)
− μoCaC3(s)) = −
ΔGo
R̄T
lnKp = ln pCO2
Kp = (pCO2)eq
4Fe(s) + 3O2(g) ⇄ 2Fe2O3(s) Kp =
1
p3O2
Fe2O3(s) + 3CO(g) ⇄ 2Fe(l) + 3CO2(g) Kp =
p3
CO2
p3
CO
KPS
BaSO4(s) ⇄ Ba2+(aq) + SO
2−
4 (aq) KPS = [Ba
2+] ⋅ [SO2−4 ]
Ag2CrO4(s) ⇄ 2Ag+(aq) + CrO
2−
4 (aq) KPS = [Ag
+]2 ⋅ [CrO2−4 ]
CaF2(s) ⇄ Ca2+(aq) + 2F −(aq) KPS = [Ca2+] ⋅ [F −]
2
KPS
1.
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Compostos solúveis
Nitratos (NO3–), acetatos (CH3COO–), cloratos (ClO3–) e percloratos (ClO4–);
Compostos solúveis
Sulfatos (SO42–), exceto os de Ca2+, Sr2+, Ba2+, Pb2+, Hg22+ e Ag+. O sal Ag2SO4 é levemente solúvel.
Compostos insolúveis
Carbonatos (CO32–), cromatos (CrO42–), oxalatos (C2O42–) e fosfatos (PO42–) exceto os dos elementos do Grupo 1 e amônio (NH4+);
Compostos insolúveis
Sulfetos (S2–), exceto os dos elementos do Grupo 1 e amônio (NH4+);
Compostos insolúveis
Hidróxidos (OH–), e óxidos (O2–), exceto os dos elementos dos Grupos 1 e 2. Os hidróxidos Ca(OH)2 e Sr(OH)2 são levemente solúveis. O
Mg(OH)2 é muito pouco solúvel.
Demonstração
A solubilidade molar de um composto é a concentração do composto em mol/L em uma solução saturada.
Determine o produto de solubilidade do sulfato de bário a se sua solubilidade molar, nessa temperatura, for igual a
.
Solubilidade do sulfato de bário.
(S)
KPS (BaSO4) 25
∘C
S = 1, 05 × 10−5mol/L
BaSO4(s) ⇄ Ba
2+(aq) + SO4
2−(aq)
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Solução
Considerando a estequiometria da reação e a solubilidade molar do , temos:
Situação
Solução Saturada
Fábio Bicalho Cano
Cálculo da constante de equilíbrio:
Mão na massa
Questão 1
Para a reação:
Qual é a expressão da constante de equilíbrio?
S Pb(IO3)2(S)
BaSO4(s) ⇄ Ba2+(aq) +SO
2−
4 (aq)
S S S
KPS = [Ba2+] ⋅ [SO2−4 ⌉
KPS = S × S = S
2 = (1, 05 × 10−5)
2
= 1, 1 × 10−10

BaSO4(s) ⇄ BaO(s) + SO3(g)
A KC =
[BaO]⋅[SO3]
[BaSO4]
B KC =
[BaSO4]
[BaO]⋅[SO3]
C KC = [SO3]
D KC = [BaSO4]
E KC =
⌊BaO]
[BaSO4]
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Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph'%3EEm%20sistemas%20heterog%C3%AAneos%20s%C3%B3lido-
g%C3%A1s%2C%20o%20potencial%20qu%C3%ADmico%20da%20fase%20s%C3%B3lida%20praticamente%20n%C3%A3o%20varia%20com%20a%20p
Questão 2
Considere o equilíbrio em solução aquosa do brometo de chumbo(II):
A expressão do produto de solubilidade do brometo de chumbo(II) é igual a:
Parabéns! A alternativa A está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EA%20express%C3%A3o%20do%20%5C(K_%7BP%20S%7D%5C)%20representa%20um%20equil%C3%ADbrio%20heterog%C3%AAneo%20
Questão 3
O carbonatode prata a tem o produto de solubilidade .
A solubilidade molar, a , do é igual a:
PbBr2(s) ⇄ Pb2+(aq) + 2Br−(aq)
A KPS = [Pb2+] × [Br−]
2
B KPS = [Pb]2 × [Br]−2
C KPS = [Pb2+]
2
× [Br−]
D KPS = [Pb2+] × [Br−]
E KPS = [Pb2+]
2
× [Br−]
2
25∘C KPS = 6, 2 × 10
−12
Ag2CO3(s) ⇄ 2Ag
+(aq) + CO2−3 (aq)
25∘C Ag2CO3(s)
A 6, 20 × 10−4 mol /L
B 4, 13 × 10−4 mol /L
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Parabéns! A alternativa E está correta.
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%7D%20(aq)%5C)%3C%2Fth%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3C%2Ftr%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%3C%2Fthead%3E
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text%22%3EF%C3%A1bio%20Bicalho%20Cano%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%3C%2Fdiv%3E%0A%20%20%3C%2Fdiv%3E%20--%3E%0A%3C!--
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table'%3E%24%24%24%0A%20%20K_%7BP%20S%7D%3D%5Cleft%5B%20Ag%20%5E%7B%2B%7D%5Cright%5D%5E%7B2%7D%20%5Ctimes%5Cleft%5
%7D%5Cright%5D%3D(2%20S)%5E%7B2%7D%20%5Ctimes%20S%3D4%20S%5E%7B3%7D%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-
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table'%3E%24%24%24%20S%3D%5Cleft(%5Cfrac%7BK_%7BP%20S%7D%7D%7B4%7D%5Cright)%5E%7B1%20%2F%203%7D%3D%5Cleft(%5Cfrac%7B6
12%7D%7D%7B4%7D%5Cright)%5E%7B1%20%2F%203%7D%3D1%2C16%20%5Ctimes%2010%5E%7B-
4%7D%20mol%20%2F%20L%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%20--%3E%0A%0A%3Cyduqs-video-
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Questão 4
Uma mistura composta de de , de e de reage em vaso fechado, à temperatura
constante de , até o equilíbrio conforme a reação:
Se a constante de equilíbrio dessa reação a é , qual é o grau de avanço no equilíbrio?
C 3, 58 × 10−4 mol /L
D 2, 43 × 10−4mol/L
E 1, 16 × 10−4 mol /L
0, 200mol/L H2(g) 0, 200mol/L I2(g) 0, 500mol/L HI(g)
500K
H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)
500K KC = 129
A ξ = 0, 133
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/index.html# 39/61
Parabéns! A alternativa A está correta.
%0A%3C!--%20%3Cp%20class%3D'c-
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text%22%3EF%C3%A1bio%20Bicalho%20Cano%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%3C%2Fdiv%3E%0A%20%20%3C%2Fdiv%3E%20--%3E%0A%3C!--
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medium'%3EPara%20o%20equil%C3%ADbrio%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
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medium'%3EExtraindo%20a%20raiz%20quadrada%2C%20temos%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20K_%7BC%7D%5E%7B1%20%2F%202%7D%3D%5Cfrac%7B0%2C5%2B2%20%5Cxi%7D%7B0%2C2-
%5Cxi%7D%3D129%5E%7B0%2C5%7D%3D11%2C36%0A%20%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EPortanto%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%2011%2C36%20%5Ctimes(0%2C2-
%5Cxi)%3D0%2C5%2B2%20%5Cxi%0A%20%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
B ξ = 0, 233
C ξ = 0, 333
D ξ = 0, 433
E ξ = 0, 533
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/index.html# 40/61
medium'%3ELogo%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20%5Cxi%3D0%2C133%0A%20%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%20--%3E%0A%3Cyduqs-video-
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Questão 5
Considere a reação a :
Sabe-se que a constante de equilíbrio dessa reação é .
Para uma solução saturada de , as concentrações, em mol/L, de e , são respectivamente iguais a:
Parabéns! A alternativa B está correta.
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paragraph'%3EEsse%20%C3%A9%20um%20problema%20de%20produto%20de%20solubilidade.%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-
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table__tdata%20u-
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table__tdata%20u-centered%22%3E%3C%2Ftd%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Ctd%20class%3D%22c-
table__tdata%20u-
centered%22%3E%5C(%20S%20%5C)%3C%2Ftd%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Ctd%20class%3D%22c-
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25∘C
CaCrO4(s) ⇄ Ca
2+(aq) + CrO2−4 (aq)
Keq = 7, 2 × 10
−4
CaCrO4(s) Ca
2+(aq) CrO2−4 (aq)
A 0,090 e 0,027
B 0,027 e 0,027
C 0,090 e 0,090
D 0,050 e 0,070
E 0,050 e 0,050
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/index.html# 41/61
legenda%20mt-3%22%3E%0A%20%20%20%20%20%20%3Cp%20class%3D%22c-paragraph%20u-
text%22%3EF%C3%A1bio%20Bicalho%20Cano%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%3C%2Fdiv%3E%0A%20%20%3C%2Fdiv%3E%0A%20%20%3C!--
%20Recurso%20Table%20-%20end%20--%3E%0A%3C%2Fyduqs-section%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20K_%7Be%20q%7D%3DK_%7BP%20S%7D%3D%5Cleft%5B%20Ca%20%5E%7B2%2B%7D%5Cright%5D%20%5Ctimes%
%7D%5Cright%5D%3DS%5E%7B2%7D%3D7%2C2%20%5Ctimes%2010%5E%7B-
4%7D%0A%20%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EPortanto%3A%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium%20c-
table'%3E%24%24%24%0A%20%20S%3D0%2C027%20mol%20%2F%20L%0A%20%20%24%24%24%20%3C%2Fp%3E%0A
Questão 6
Em um vaso fechado à temperatura constante de 400K, o com concentração de é decomposto até o equilíbrio conforme
a reação:
Se a porcentagem de decomposição do é de , a constante de equilíbrio dessa reação é igual a:
Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EPara%20a%20porcentagem%20de%20decomposi%C3%A7%C3%A3o%20ou%20de%20forma%20equivalente%2C%20porcentagem%20de%
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N2O4(g) 0, 13mol/L
N2O4(g) ⇄ 2NO2(g)
N2O4(g) 79% KC
A 0,950
B 0,743
C 0,522
D 0,392
E 0,144
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%20(%5C(%5Calpha_%7BN_%7B2%7D%20O_%7B4%7D%7D%5C)%20%26%23215%3B%200%2C132)%3C%2Ftd%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%
table__tdata%20u-centered%22%3E%3C%2Ftd%3E%0A%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%20%3Ctd%20class%3D%22c-table__tdata%20u-
centered%22%3E%5C(%5Calpha_%7BN_%7B2%7D%20O_%7B4%7D%7D%5C)%20%26%23215%3B%200%2C132%3C%2Ftd%3E%0A%20%20%20%20%2
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text%22%3EF%C3%A1bio%20Bicalho%20Cano%3C%2Fp%3E%0A%20%20%20%20%3C%2Fdiv%3E%0A%20%20%3C%2Fdiv%3E%0A%20%20%3C!--
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table'%3E%24%24%24%0A%20%20K_%7BC%7D%3D%5Cfrac%7B%5Cleft%5B%20NO%20_%7B2%7D%5Cright%5D%5E%7B2%7D%7D%7B%5Cleft%5B%2
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table'%3E%24%24%24%0A%20%20K_%7BC%7D%3D%5Cfrac%7B%5Cleft%5BN%20O_%7B2%7D%5Cright%5D%5E%7B2%7D%7D%7B%5Cleft%5BN_%7B
(0%2C79%20%5Ctimes%200%2C132)%7D%3D0%2C392%0A%20%20%24%24%24%20%3C%2Fp%3E%0A
Teoria na prática
As reações a seguir estão em equilíbrio a 700K.
Determine o valor da constante de equilíbrio para a reação a 700K:
Falta pouco para atingir seus objetivos.
Vamos praticar alguns conceitos?
Questão 1
Considere a reação de equilíbrio conduzida à temperatura e pressão constantes:
Qual é o grau de liberdade dessa reação?
_black
H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g) Kp,1 = 54
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) Kp,2 = 1 × 10−4
Kp
2NH3(g) + 3I2(g) ⇄ 6HI(g) + N2(g)
Mostrar solução
2FeCl3(s) + 3H2O(g) ⇄ Fe2O3(s) + 6HCl(g)
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Parabéns! A alternativa E está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--medium'%3E%24%24%24%0A%20%20F%20%3D%20C%20-%20P%20%2B%202%20-
%20R%0A%20%20%24%24%24%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EEm%20fun%C3%A7%C3%A3o%20do%20equil%C3%ADbrio%2C%20existem%20tr%C3%AAs%20esp%C3%A9cies%20quimicamente%20ind
paragraph%20u-text--
medium'%3E%5C(%20R%3D2%20%5C)%20(%20%5C(%20T%20%5C)%20e%20%5C(%20p%20%5C)%20constantes).%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3
paragraph%20u-text--medium'%3E%20%5C(%20F%20%3D%203%20-%203%20%2B%202%20-%202%20%3D%200%20%5C)%3C%2Fp%3E%0A
Questão 2
Para a reação em equilíbrio:
Qual é a expressão da constante de equilíbrio ?
A 4
B 3
C 2
D 1
E 0
2FeCl3(s) + 3H2O(g) ⇄ Fe2O3(s) + 6HCl(g)
KC
A KC =
[Fe2O3]⋅[HCl]
6
[FeCl3]
2⋅[H2O]
3
B KC =
[HCl]6
[H2O]
3
C KC =
[FeCl3]
2
⋅[H2O]
3
[Fe2O3]⋅[HCl]6
D KC =
[Fe2O3]
[FeCl3]
2
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Parabéns! A alternativa C está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3EAs%20fases%20condensadas%20n%C3%A3o%20participam%20da%20express%C3%A3o%20da%20constante%20de%20equil%C3%AD
4 - Equilíbrio envolvendo múltiplas reações
Ao �nal deste módulo, você será capaz de calcular problemas de equilíbrio químico.
Vamos Começar!
Múltiplas reações e equilíbrio químico
Assista ao vídeo a seguir para conhecer os principais pontos que serão abordados neste módulo.
Reações Acopladas
E KC =
[HCl]
[H2O]

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O acoplamento de reações é um procedimento adotado com o objetivo de favorecer, termodinamicamente, uma reação de interesse. Vejamos, por
exemplo, a reação, a 25°C e 1atm, de produção de tetracloreto de titânio:
Rotacione a tela. 
Nas condições apresentadas, essa reação é não espontânea, uma vez que, .
Com o objetivo de tornar essa reação termodinamicamente viável, podemos acoplar a esse meio reacional outra reação, de forma a deslocar o
equilíbrio da reação para o lado do e proporcionar para o sistema reacional global um . Assim, podemos introduzir no meio
reacional outro reagente, tal que:
Rotacione a tela. 
A reação do carbono com o oxigênio produzido na reação anterior desloca o equilíbrio daquela reação para o lado do pela retirada do
, conforme estabelecido pelo princípio de Le Chatelier.
Logo, o sistema será representado pela seguinte reação global:
Rotacione a tela. 
Verificamos agora que a reação global é espontânea, pois , o que favorece a produção do .
Devemos observar ainda que, nas reações químicas, os reagentes podem se combinar em mais de uma forma, gerando produtos não desejados, ou
ainda, os produtos formados podem reagir formando outros produtos, além daqueles esperados.
Exemplo
Vamos considerar, por exemplo, um sistema que vise produzir o gás etileno , muito utilizado no amadurecimento de frutas:
Pode ocorrer nesse sistema a seguinte reação paralela:
E, além disso, o etileno pode reagir com o etano para formar propeno e metano:
Diante das reações múltiplas que podem estar presentes no mesmo meio reacional, podemos associar, para cada reação, um grau de avanço e, para
a mesma substância que participa em várias reações, podemos escrever:
TiO2(s) + 2Cl2(g) ⇄ TiCl4(l) + O2(g) ΔGreação  = 152, 3kJ/mol
ΔGreação  > 0
TiCl4(l) ΔGreação  < 0
C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) ΔGreação  = −394, 4kJ/mol
TiCl4(l)
O2(g)
TiO2(s) + 2Cl2(g) ⇄ TiCl4(l) + O2(g) ΔGreaçao  = 152, 3kJ/mol
C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) ΔGreação  = −394, 4kJ/mol
C(s) + TiO2(s) + 2Cl2(g) ⇄ TiCl4(l) + CO2(g) ΔGreação gobal  = −242, 1kJ/mol
ΔG < 0 TiCl4(l)
C2H4(g)
C2H6(g) → C2H4(g) + H2(g)
C2H6(g) + H2(g) → 2CH4(g)
C2H4(g) + C2H6(g) → C3H6(g) + CH4(g)
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Rotacione a tela. 
Em que é o número de mols inicial do componente reacional e é o número estequiométrico do componente na reação .
Ainda considerando as reações múltiplas, podemos definir os seguintes termos:
Reagente limitante
É aquele reagente que é completamente consumido no meio reacional. Assim, o reagente limitante está presente em quantidade menor que sua
proporção estequiométrica em relação a qualquer outro reagente. O reagente que sobra, após o consumo do reagente limitante, é denominado
reagente em excesso.
Rendimento, 
Seletividade, , em um conjunto de reações
Assim, considere as reações genéricas:
Suponha que de são colocados para reagir em um reator e que o produto final contenha de , de e de .
Para esse meio reacional, temos:
Conversão de 
Rendimento de 
Seletividade de em relação a 
O grau de liberdade em sistemas com múltiplas reações
ni = ni,0 +∑
j
v∗i,jξj
ni,0 i v
∗
i,j i j
η
η ≡
 mols formados do produto desejado 
⎛⎜⎝  mols do produto desejado que seriam formados se não existissem  reações paralelas e se o reagente limitante reagisse completamente ⎞⎟⎠ε ε ≡ (  mols formados do produto desejado  mols formados do produto não desejado  )A → 2B  (reação desejada) A → C  (reação não desejada) 100kmol A 10kmol A 170kmol B 25kmol C
A = 100−10100 =
90
100 = 90%
B = 170200 = 85%
B C = nBnC =
170
25 = 6, 8
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A análise do grau de liberdade em sistemas reativos pode ter como objetivo verificar se todas as informações fornecidas são suficientes para que o
sistema seja possível e determinado. A determinação do número de graus de liberdade com esse foco segue o seguinte equacionamento:
Número de incógnitas rotuladas.

Número de reações independentes.

Número de equações de contagem do número de mols das espécies.

Número de equações de contagem do número de mols das espécies não reativas independentes.

Número de outras equações relacionando as incógnitas.

Número de graus de liberdade.
úmero de reações independentes
São reações que não podem ser obtidas mediante combinações de adição, subtração ou multiplicação das demais reações independentes (cada
reação independente tem um grau de avanço associado).
úmero de equações de contagem do número de mols das espécies
São reativas consumidas ou produzidas independentes.
Vamos considerar dois exemplos ilustrativos de determinação do número de graus de liberdade .
Exemplo 1
Considere o fluxograma contendo os dados de processo para a desidrogenação do etano, que segue a reação: 
F
C2H6(g)→ C2H4(g) + H2(g)
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Qual é o grau de liberdade desse sistema reacional?
Para a determinação do grau de liberdade desse sistema reacional, precisamos quantificar os seguintes parâmetros:
1. Número de incógnitas rotuladas = 2 (n1 e n2);
2. Número de reações independentes = 1 (reação fornecida);
3.
Número de equações de contagem do número de mols das espécies reativas 
4. Número de equações de contagem do número de mols das espécies não reativas = 0;
5. Número de outras equações relacionando as incógnitas = 0.
Logo, temos para o grau de liberdade:
Rotacione a tela. 
Ou seja, com os dados apresentados nesse fluxograma do processo reacional, a resposta é única, uma vez que , caracterizando, assim, um
sistema possível e determinado.
Exemplo 2
O processo de combustão do metano com ar atmosférico em reator segue as reações e o fluxograma abaixo.
Para esse processo, a porcentagem de conversão do metano é de e a razão molar entre os óxidos de carbono que deixam o reator é igual a
. Qual é o grau de liberdade desse sistema reacional?
Para quantificar o grau de liberdade, precisamos determinar os parâmetros:
= 3
n1 = 100 − ξ
n2 = ξ
nH2 = ξ;
F = 2 + 1 − 3 − 0 − 0 = 0
F = 0
CH4(g) +
3
2
O2(g) → CO(g) + 2H2O(g)
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g)
92%
8 mol  CO2(g)/1 mol   CO(g)
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1. Número de incógnitas rotuladas = 6 (nCH4 , nCO , nCO2, nH2O , nO2 , nN2);
2. Número de reações independentes = 2;
3.
Número de equações de contagem do número de mols das espécies reativas = 5
4.
Número de equações de contagem do número de mols das espécies não reativas = 
O oxigênio utilizado na reação é proveniente do ar atmosférico, que apresenta composição molar e de . O balanço do número
de mols de nitrogênio é dependente da quantidade de oxigênio introduzido. Como o nitrogênio, para essa reação, é um gás inerte, temos:
5.
Número de outras equações relacionando as incógnitas .
Logo, temos para o grau de liberdade :
Equilíbrios ácido-base em água
Um equilíbrio químico muito importante é aquele estabelecido em soluções de ácidos e bases de Brønsted. Para a teoria ácido-base de Brønsted, o
ácido é um doador de prótons e a base é um receptor de prótons.
Soluções ácidas aquosas produzem o íon hidrônio , espécie química diretamente ligada ao cálculo da propriedade denominada , que por
definição:
Em que é a atividade do íon hidrônio .
Para baixas concentrações de ácido, a atividade do íon , é praticamente igual à concentração do íon hidrônio em mol/L, .
Na transferência de prótons entre espécies em meio aquoso, devemos considerar três constantes de equilíbrio:
eoria ácido-base de Brønsted
nCH4 = 9, 50 − ξ1 − ξ2
nCO = ξ1
nCO2 = ξ2
nH2O = 2ξ1 + 2ξ2
nO2 = 19, 0 −
3
2
ξ1 − 2ξ2;
1.
79%N2 21% O2
nN2 = 19, 0kmolO2 ×
79
21
= 71, 5kmol;
= 2
.
nCH4 = (1 − 0, 92) × 9, 50 = 0, 760kmol
nCO2 = 8 × nCO
F
F = 6 + 2 − 5 − 1 − 2 = 0
H3O
+ pH
pH = − log aH3O+
aH3O+ H3O
+
H3O
+ aH3O+ [H3O
+]
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Essa teoria diz que um ácido é um doador de elétrons, enquanto uma base é um receptor de elétrons.
Vale ressaltar que autorprotólise é a reação em que há a transferência de elétron entre duas moléculas da mesma substância.
A seguir, apresentaremos os ácidos e bases fortes em água.
Ácidos fortes
Ácido Bromídrico, HBr;
Ácidos fortes
Ácido Clorídrico, HCl;
Ácidos fortes
Ácido iodídrico, HI;
Ácidos fortes
Ácido nítrico, HNO3;
Ácidos fortes
Ácido perclórico, HClO4;
Ácidos fortes
Ácido clórico, HClO3;
Ácidos fortes
Constante de acidez ou constante de ionização do ácido, Ka 
Constante de basicidade ou constante de dissociação da base, Kb 
Constante de autoprotólise, ou constante de autoionização, ou ainda, produto iônico da água, KW 
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Ácido sulfúrico, H2SO4;
Bases fortes
Hidróxidos do Grupo 1 da Tabela Periódica;
Bases fortes
Hidróxidos do Grupo 2: Ca(OH)2, Sr(OH)2 e Ba(OH)2;
Bases fortes
Óxidos dos Grupos 1 e 2 da Tabela Periódica.
Demonstração
Com a técnica de precipitação seletiva, é possível separar diferentes cátions presentes em uma solução. Um sal precipitará quando o quociente de
reação for maior ou igual ao produto de solubilidade do sal . Assim, uma mistura de cátions em solução pode ser separada pela adição de
um ânion com o qual esses cátions formam sais de diferentes solubilidades.
Com o objetivo de ilustrar a técnica de precipitação seletiva, considere uma solução que contém de e
 de .
Adiciona-se íons cloreto à solução.
a) Qual sal precipitará primeiro?
b) Qual é a concentração de necessária para iniciar a precipitação de cada sal?
Solução
QPS KPS
1, 0 × 10−2mol/L Ag+(aq)
2, 0 × 10−2mol/L Pb2+(aq)
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl−(aq) KPS = 1, 8 × 10
−10
PbCl2(s) ⇄ Pb
2+(aq) + 2Cl−(aq) KPS = 1, 7 × 10
−5
(Cl−)
Cl−
20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
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a) O sal de que necessitar da menor quantidade de cloreto precipitará primeiro.
b) Vamos iniciar com o sal de menor produto de solubilidade:
Assim, irá precipitar quando: 
Para o cloreto de chumbo:
Assim, irá precipitar quando: 
Logo, a ordem de precipitação com o aumento da concentração de será: primeiro o e depois o .
Mão na massa
AgCl(s) ⇄ Ag+(aq) + Cl−(aq) KPS = 1, 8 × 10
−10
KPS = [Ag+] × [Cl−] ⇒ [Cl−] =
KPS
[Ag+]
=
1, 8 × 10−10
1, 0 × 10−2
= 1, 8 × 10−8mol/L
AgCl(s) [Cl−] > 1, 8 × 10−8mol/L
PbCl2(s) ⇄ Pb
2+(aq) + 2Cl−(aq) KPS = 1, 7 × 10
−5
KPS = [Pb2+] × [Cl−]
2
⇒ [Cl−] = {
KPS
⌈Pb2+⌉
}
1/2
[Cl−] = (
1, 7 × 10−5
2, 0 × 10−2
)
0,5
= 2, 9 × 10−2mol/L
PbCl2(s) [Cl−] > 2, 9 × 10
−2mol/L
Cl− AgCl(s) PbCl2(s)

20/03/2023, 09:56 Equilíbrio em Reações Químicas
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/index.html# 53/61
Questão 1
(Questão adaptada. Fonte: Fundação CESGRANRIO – Petrobras, Processo seletivo público, aplicado em 27/02/2011, para o cargo de
Engenheiro(a) de Processamento Júnior)
Em um reator, ocorrem simultaneamente as seguintes reações:
Para uma alimentação de de , estão presentes ao final da reação de de de
 de não reagido.
Qual é a seletividade do em relação a ?
Parabéns! A alternativa D está correta.
%0A%3Cp%20class%3D'c-
paragraph'%3ESeletividade%20de%20%5C(%20C_%7B2%7D%20H_%7B4%7D%20O(g)%20%5C)%20em%20rela%C3%A7%C3%A3o%20a%20%5C(%20C%
Questão 2
Considere um reator em que ocorrem as reações:
O processo segue o fluxograma a seguir em que de e de são introduzidos no reator. O rendimento de hidrogênio é
de e a seletividade do em relação ao é 
C2H4(g) +
1
2
O2(g) → C2H4O(g)
C2H4(g) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 2H2O(g)
100kmol C2H4(g) 5kmol C2H4(g), 80kmol C2H4O(g), 30kmol
CO2(g), 30kmol H2O(g) O2(g)
C2H4O(g) CO2(g)
A 8,0
B 6,0
C 4,5
D 2,7
E 1,5
C6H12 + 6H2O → 6CO + 12H2
C6H12 + H2 → C6H14
200mol C6H12 800mol H2O
45% CO C6H14 12.
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Qual é o grau de liberdade desse meio reacional?
Parabéns! A alternativa A está correta.
%0A%3C!--%20%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EInc%C3%B3gnitas%20rotulada%20%3D%205%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-paragraph%20u-text--
medium'%3EN%C3%BAmero%20de%20rea%C3%A7%C3%B5es%20independentes%20%3D%202%3C%2Fp%3E%0A%3Cp%20class%3D'c-
paragraph%20u-text--
medium'%3EN%C3%BAmero%20de%20equa%C3%A7%C3%B5es%20de%20contagem%20do%20n%C3%BAmero%20de%20mols%20das%20esp%C3%A
paragraph%20u-text--medium%20c-table'%3E%24%24%24%20n_%7BC_%7B6%7D%20H_%7B12%7D%7D%3D200-%5Cxi_%7B1%7D-
%5Cxi_%7B2%7D%2C%20n_%7BH_%7B2%7D%20O%7D%3D800-