5 - Equilíbrio em Reações Químicas

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Objetivos
Módulo 1
Coordenada de reação e regra das fases
Reconhecer a coordenada de reação.
Acessar módulo
Módulo 2
Relações entre constantes de equilíbrio e composição
Interpretar a constante de equilíbrio
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.
Interpretar a constante de equilíbrio.
Acessar módulo
Módulo 3
Sistemas com reação química: equilíbrio e fases
Descrever os equilíbrios químicos.
Acessar módulo
Módulo 4
Equilíbrio envolvendo multiplas reações
Calcular problemas de equilíbrio químico.
Acessar módulo
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
Ao final 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:
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:

v1A1 + v2A2 → v3A3 + v4A4
Ai i vi
dni i
dt
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:
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:
Generalizando:
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.
rA1 ≡
dnA1
dt
< 0 (consumido) 
rA2 ≡
dnA2
dt
< 0 (consumido) 
rA3 ≡
dnA3
dt
> 0 (produzido) 
rA4 ≡
dnA4
dt
> 0 (produzido) 
r
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
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.
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:
A temperatura e pressão constantes, à medida que a reação avança:
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:
v1A1 + v2A2 ⇄ v3A3 + v4A4
dG = −SdT + V dp +∑
i
μidni
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
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;
 , 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.
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,
ΔGreação 
ξeq
ΔGreação  = (∑
i
v∗iμi)
eq
= 0
ξeq 
ΔGreação  < 0
ΔGreação  > 0
ΔGreação  = 0
ΔGreação < 0
ΔGreação > 0
(P)
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 liberda
1 1 2
2 2 1
3 2 1
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-líquido e 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 equilíbrio, sem perturbar o número de fases em
(C) (F)
(F) (C) (P)
C
(P) (F)
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:
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 totalde equações independentes que podemos escrever para
o sistema da imagem anterior será dado por:
 (para cada fase)
Fábio Bicalho Cano
(P = 2)
F = 1
F = 3 − P
C P
C P
p,T
P ⋅ C
P ⋅ C
∑i x1 = 1 P
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:
Traduzindo a expressão acima em termos matemáticos, temos:
Ou seja:
Portanto:
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:
μαi = μ
β
i = ⋯ = μ
P
i
(P − 1) C ⋅ (P − 1)
P + C ⋅ (P − 1)
(F)
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)
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: .
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:
ΔH o = −218kJ/mol
ΔS o = −234J/mol ⋅ K
ΔGreação  < 0
ΔG = ΔH − TΔS
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)
Questão 2
A taxa de formação do oxigênio é , conforme a
reação de decomposição do ozônio:
Qual é o valor da taxa de reação?
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?
E quatro vezes a taxa de formação do .NO2(g)
Responder
2, 4 × 10−3mol/s
2O3(g) → 3O2(g)
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
Responder
9, 30 × 10−3 HI
1000K
6, 29 × 10−4 I2
2HI(g) ⇄ H2(g) + I2(g)
A 1, 26 × 10−3mol
Questão 4
Considere o diagrama de fase para o hélio.
Qual é o grau de liberdade da região indicada por (1)?
Questão 5
B 4, 65 × 10−3mol
C 6, 29 × 10−4mol
D 3, 14 × 10−4mol
E 1, 14 × 10−4mol
Responder
A –1
B –2
C 0
D 1
E 2
Responder
Considere um sistema reacional conduzido em um vaso fechado,
onde se observa o equilíbrio químico:
Qual é o grau de liberdade desse sistema?
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
Responder
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
E ΔH = +54kJ; ΔS = −135J/K a 400K
Responder
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 de equilíbrio, determine as
quantidades de cada espécie química presente no equilíbrio.
Questão 1
Considere o diagrama de fase para o hélio puro.
_black
2NH3(g) ⇄ N2(g) + 3H2(g)
nNH3,0,nN2,0 nH2,0
Mostrar solução

Vamos praticar alguns conceitos?
Falta pouco para
atingir seus
objetivos.
Qual é o grau de liberdade da região indicada por (1)?
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
Responder
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
2
Relações entre constantes de equilíbrio e composição
Ao final deste módulo, você será capaz de interpretar a constante de equilíbrio.
E nClNO = ξ
Responder
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:
Considerando agora que cada componente da mistura gasosa tem
comportamento de gás ideal, temos para o potencial químico:
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:

v1A1 + v2A2 ⇄ v3A3 + v4A4
μi = μ
o
i (T ) + R̄T ln(
pi
po
)
po pi
ΔGreac ̧ão = ∑
i
v∗iμi
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:
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:
Para a situação de equilíbrio, . Logo:
 é a constante de equilíbrio determinada com base nas pressões
parciais, dependente somente da temperatura e definida por:
∑
(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)−
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
⋅ pv4
A4
p
v1
A1
⋅ pv2A2
)
Qp
Qp =
p
v3
A3
⋅ pv4A4
p
v1
A1
⋅ pv2A2
= ∏
i
p
v∗i
i
∏
(pv
∗
i
i ), v∗i pi
i
ΔGreação  = ΔG
o(T ) + R̄T lnQp
ΔGreação  = 0
0 = ΔGo(T ) + R̄T ln(
pv3
A3
⋅ pv4
A4
pv1A1 ⋅ p
v2
A2
)
eq
= ΔGo(T ) + R̄T lnKp
Kp
Kp = (
pv3
A3
⋅ pv4
A4
pv1A1 ⋅ p
v2
A2
)
eq
= ∏
i
(pi)
v∗i
eq
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:
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 formaçãoa
 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:
(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
ΔGo
ΔGof
25∘C
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:
Generalizando:
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:
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 of ΔG
o
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 ) × p
v3+v4−v1−v2
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/docs/Tabela_Dados_Termoquimicos.pdf
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/docs/Tabela_Dados_Termoquimicos.pdf
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:
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 desenvolvimento a seguir. Para o equilíbrio químico da reação:
Kp = Kx × p
∑ v∗i
i
piV = niR̄T
Ci
pi = CiR̄T
Kp =
p
v3
A3
⋅ pv4A4
p
v1
A1
⋅ pv2A2
=
(CA3R̄T)
v3
⋅ (CA4R̄T)
v4
(CA1R̄T)
v1
⋅ (CA2R̄T)
v2
= (∏
i
C
v∗i
i ) × (R̄T )
v3+v4−v1−v
Kp = KC × (R̄T )
∑ v∗i
Atenção!
Em uma reação em fase gasosa, constituída
por uma mistura de gases ideais, quando
, as constantes de equilíbrio 
e são iguais.

∑ v∗i = 0 Kp,KC
Kx
Diferenciando a expressão acima em relação a , temos:
Agora:
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:
lnKp = −
ΔGo
R̄T
T
d lnKp
dT
= −
1
R̄
d (ΔGo/T )
dT
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
Portanto:
A constante de equilíbrio pode ser explicitamente escrita em função da
temperatura por intermédio da integração da equação acima. Assim,
temos:
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:
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
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
reac ̧ão
lnKp = −
ΔGoreac ̧ão
R̄T
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:
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
(
∂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
 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
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 .
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:
Kp
Compressão 
Elevação 
d lnKp
dT
=
ΔH o
R̄T 2
Kp
250∘C
25∘C Kp = 5, 62 × 10
4
PCl3(g) + Cl2(g) ⇄ PCl5(g)
∫
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
)
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:
Questão 2
ΔH o = 1 × ΔH of,PCl5 − (1 × ΔH
o
f,PCl3 + 1 × ΔH
o
f,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)
A –6363kJ
B 6363kJ
C –7250kJ
D 7250kJ
E –5627kJ
Responder
A reação abaixo está em equilíbrio a .
A constante de equilíbrio é . Qual é o valor da constante
de equilíbrio ?
Questão 3
A 500K, a reação a seguir atinge o equilíbrio.
As pressões parciais de equilíbrio são:
 e 
Qual é o valor da constantede equilíbrio ?
1000K
2SO2(g) + O2(g) ⇄ 2SO3(g)
Kp = 3, 0
KC
A 300
B 298
C 246
D 150
E 108
Responder
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
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 ?
Questão 5
Considere o equilíbrio reacional da hidrazina:
Considerando a notação para a concentração: , a
constante de equilíbrio será determinada por:
Responder
H2(g) + I2(g) ⇄ 2HI(g)
8, 40 × 10−3 HI
1000K
I2 6, 0× 10
−4
KC
A 196
B 144
C 72
D 25
E 14
Responder
N2(g) + 2H2(g) ⇄ 2N2H4(g)
[Ai] = CAimol/L
KC
A KC =
[N2]⋅[H2]
[N2H4]
B KC =
[N2H4]
[N2]⋅[H2]
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:
C KC =
[N2H4]
2
[N2]⋅[H2]
2
D KC =
[N2H4]
2
[N2]
2
⋅[H2]
E KC =
[N2H4]
[N2]⋅[H2]
2
Responder
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
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
Responder
_black
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 .
5, 0L
1000K CO(g)
H2(g) CH4(g)
CO(g) + 3H2(g) ⇄ CH4(g) + H2O(g)
KC
Mostrar solução

Falta pouco para
atingir seus
objetivos.
Questão 1
A 800K, a reação a seguir entra em equilíbrio com .
Qual é o valor da constante de equilíbrio a 800K?
Questão 2
A 400K, a reação a seguir apresenta .
Qual é o valor constante de equilíbrio , a 400K, para a reação a
seguir?
Vamos praticar alguns conceitos?
KC = 4, 0
CO(g) + H2O(g) ⇄ CO2(g) + H2(g)
Kx
A 262
B 125
C 74
D 22
E 4
Responder
K ′p = 50
N2O4(g) ⇄ 2NO2(g)
Kp
2NO2(g) ⇄ N2O4(g)
A 50
B –50
C 0,04
3
Sistemas com reação química: equilíbrio e fases
Ao final deste módulo, você será capaz de descrever os equilíbrios químicos.
D 0,02
E 0,01
Responder
Vamos começar!
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 definido como 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.

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 
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
Consumo/produção
Equilíbrio
Fração molar
Pressão parcial
Fábio Bicalho Cano
Dados experimentais a 600K estabelecem, para a reação em questão, as
seguintes pressões parciais, quando a alimentação é estequiométrica:
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:
Logo:
N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g)
ξ
ξ 3ξ
1 − ξ 3 − 3ξ
1− ξ
4− 2ξ
3− 3ξ
4− 2ξ
( 1− ξ4 −2ξ ) ⋅ p (
3− 3ξ
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
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:
Como a alimentação foi estequiométrica, a conversão do é igual à
conversão do .
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)
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)
Atenção!
As constantes de equilíbrio não têm unidade,
uma vez que, na expressão do potencial
químico:
 argumento do logaritmo neperiano é
adimensional, já que 

μi = μ
o
i (T ) + R̄T ln(
pi
po
)
O
po = 1atm
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:
Vamos considerar a equação em equilíbrio heterogêneo:
Podemos escrever para esse equilíbrio:
Portanto:
Logo:
Ou seja:
Assim:
De forma equivalente, para as reações heterogêneas em equilíbrio:
μi = μ
o
i (T )
CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g)
(μCaO(s) + μCO2(g) − μCaCO3(s))eq = ΔGreação  = 0
μoCaO(s) + μ
o
CO2(g)
+ R̄T ln pCO2 − μ
o
CaCO3(s)
= 0
ln pCO2 = −
1
R̄T
(μo
CaO(s) + μ
o
CO2(g)
− μo
CaC3(s)
) = − ΔG
o
R̄T
lnKp = ln pCO2
Kp = (pCO2)eq
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:
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+);
 1 de 7 
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
.
4Fe(s) + 3O2(g) ⇄ 2Fe2O3(s) Kp =
1
p3
O2
Fe2O3(s) + 3CO(g) ⇄ 2Fe(l) + 3CO2(g) Kp =
p3CO2
p3CO
KPS
BaSO4(s) ⇄ Ba
2+(aq) + SO2−4 (aq) KPS = [Ba
2+] ⋅ [SO
Ag2CrO4(s) ⇄ 2Ag+(aq) + CrO
2−
4 (aq) KPS = [Ag
+]2 ⋅ [CrO
CaF2(s) ⇄ Ca2+(aq) + 2F −(aq) KPS = [Ca2+] ⋅ [F −
KPS
1.
(S)
KPS (BaSO4)
25∘C
S = 1, 05 × 10−5mol/L
 
Solubilidade do sulfato de bário.
Solução
Considerando a estequiometria da reação e a solubilidade molar do
, temos:
Situação
Solução Saturada
Fábio Bicalho Cano
Cálculoda constante de equilíbrio:
Mão na massa
Questão 1
Para a reação:
Qual é a expressão da constante de equilíbrio?
BaSO4(s) ⇄ Ba
2+(aq) + SO4
2−(aq)
S
Pb(IO3)2(S)
BaSO4(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)
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:
A KC =
[BaO]⋅[SO3]
[BaSO4]
B KC =
[BaSO4]
[BaO]⋅[SO3]
C KC = [SO3]
D KC = [BaSO4]
E KC =
⌊BaO]
[BaSO4]
Responder
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
Responder
Questão 3
O carbonato de prata a tem o produto de solubilidade
.
A solubilidade molar, a , do é igual a:
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?
25∘C
KPS = 6, 2 × 10
−12
Ag2CO3(s) ⇄ 2Ag+(aq) + CO
2−
3 (aq)
25∘C Ag2CO3(s)
A 6, 20 × 10−4 mol /L
B 4, 13 × 10−4 mol /L
C 3, 58 × 10−4 mol /L
D 2, 43 × 10−4mol/L
E 1, 16 × 10−4 mol /L
Responder
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
B ξ = 0, 233
C ξ = 0, 333
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:
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:
D ξ = 0, 433
E ξ = 0, 533
Responder
25∘C
CaCrO4(s) ⇄ Ca2+(aq) + CrO
2−
4 (aq)
Keq = 7, 2 × 10
−4
CaCrO4(s)
Ca2+(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
Responder
N2O4(g)
0, 13mol/L
N2O4(g) ⇄ 2NO2(g)
N2O4(g) 79%
KC
Teoria na prática
As reações a seguir estão em equilíbrio a 700K.
Determine o valor da constante de equilíbrio para a reação a 700K:
A 0,950
B 0,743
C 0,522
D 0,392
E 0,144
Responder
_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

Questão 1
Considere a reação de equilíbrio conduzida à temperatura e pressão
constantes:
Qual é o grau de liberdade dessa reação?
Questão 2
Para a reação em equilíbrio:
Qual é a expressão da constante de equilíbrio ?
Vamos praticar alguns conceitos?
Falta pouco para
atingir seus
objetivos.
2FeCl3(s) + 3H2O(g) ⇄ Fe2O3(s) + 6HCl(g)
A 4
B 3
C 2
D 1
E 0
Responder
2FeCl3(s) + 3H2O(g) ⇄ Fe2O3(s) + 6HCl(g)
KC
A KC =
[Fe2O3]⋅[HCl]
6
[FeCl3]
2⋅[H2O]
3
4
Equilíbrio envolvendo múltiplas reações
Ao final deste módulo, você será capaz de calcular problemas de equilíbrio químico.
B KC =
[HCl]6
[H2O]
3
C KC =
[FeCl3]
2⋅[H2O]
3
[Fe2O3]⋅[HCl]6
D KC =
[Fe2O3]
[FeCl3]
2
E KC =
[HCl]
[H2O]
Responder
Vamos Começar!
Múltiplas reações e equilíbrio químico
Assista ao vídeo a seguir para conhecer os principais pontos que serão
abordados neste módulo.
Reações Acopladas
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:
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

TiO2(s) + 2Cl2(g) ⇄ TiCl4(l) + O2(g) ΔGreação  = 152, 3kJ/
ΔGreação  > 0
TiCl4(l)
para o sistema reacional global um . Assim, podemos
introduzir no meio reacional outro reagente, tal que:
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:
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.
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  =
C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) ΔGreação  =
C(s) + TiO2(s) + 2Cl2(g) ⇄ TiCl4(l) + CO2(g) ΔGreação gob
ΔG < 0
TiCl4(l)
Exemplo

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:
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.
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:
C2H4(g)
C2H6(g) → C2H4(g) + H2(g)
C2H6(g) + H2(g) → 2CH4(g)
C2H4(g) + C2H6(g) → C3H6(g) + CH4(g)
ni = ni,0 +∑
j
v∗i,jξj
ni,0 i v
∗
i,j
i j
 
 1 de 3 
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
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.
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

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.
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:
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);
F
C2H6(g) → C2H4(g) + H2(g)
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:
Ou seja, com os dados apresentados nesse fluxograma do processo
reacional, a resposta éúnica, 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:
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
= 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)
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:
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
+]
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;
 1 de 10 
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 .
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 
QPS
KPS
1, 0 × 10−2mol/L Ag+(aq) 2, 0 × 10−2mol/L
Pb2+(aq)
 
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
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
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)
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−
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/
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)

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 ?
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 
Qual é o grau de liberdade desse meio reacional?
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
Responder
C6H12 + 6H2O → 6CO + 12H2
C6H12 + H2 → C6H14
200mol C6H12
800mol H2O
45% CO C6H14
12.
A 0
Questão 3
A reação do etileno com oxigênio forma o óxido de etileno.
Se em um reator, uma mistura gasosa composta por de
 e de é submetida à reação, podemos
dizer que:
Questão 4
B 1
C 2
D 3
E 4
Responder
2C2H4(g) + O2(g) → 2C2H4O(g)
100kmol
C2H4(g) 100kmol O2(g)
A é o reagente limitante.O2(g)
B é o reagente limitante.C2H4(g)
C a conversão do é de 90%.C2H4(g)
D é o reagente em excesso.C2H4(g)
E
Para uma conversão de 100%, a máxima quantidade
de é .C2H4O(g) 200kmol
Responder
Qual é o pH de uma solução de HI, um ácido
forte?
Questão 5
Uma solução composta por de HF, um ácido fraco com
constante de acidez , e de , um
sal solúvel, apresenta os seguintes equilíbrios:
O pH dessa solução é igual a:
8, 50 × 10−7mol/L
HI(aq) + H2O(l) ⇄ H3O
+(aq) + I−(aq)
A 2
B 3
C 4
D 5
E 6
Responder
0, 25mol/L
Ka = 3, 5 × 10
−4 0, 10mol/L NaF
HF(aq) + H2O(l) ⇄ H3O
+(aq) + F −(aq)
NaF(s) + H2O(l) ⇆ N
+(aq) + F −(aq)
A 1
B 2
C 3
D 4
E 5
Questão 6
Considere um sistema coma as seguintes reações em equilíbrio:
Para esse sistema, o valor do é igual a:
Teoria na prática
Determine o de uma solução a preparada pela mistura de iguais
volumes de uma solução de metilamina , com
constante de basicidade , e de uma solução 
de , um sal solúvel.
(Dado: Produto iônico da água a )
Responder
BaF2(s) ⇄ Ba2+(aq) + 2F −(aq) KPS = 1, 7 × 10
−6
F −(aq) + H2O(l) ⇄ HF(aq) + OH−(aq) Kb = 2, 9 × 10−11
pKb
A 5,77
B 10,5
C 13,3
D 24,3
E 27,2
Responder
_black
pH 25∘C
0, 2mol/L (CH3NH2)
Kb = 3, 7 × 10
−4 0, 60mol/L
CH3NH3Cl
25∘C,KW = 1, 0 × 10
−14
CH3NH2(aq) + H2O(l) ⇄ CH3NH
+
3 (aq) + OH
−(aq)
CH3NH3Cl(s) + H2O(l) ⇄ CH3NH3
+(aq) + Cl−(aq)
Questão 1
Qual é o de uma solução de , uma
base forte?
Mostrar solução

Vamos praticar alguns conceitos?
Falta pouco para
atingir seus
objetivos.
pOH 7, 0 × 10−6mol/L NaOH
NaOH(aq) + H2O(l) ⇄ Na+(aq) + OH−(aq)
A 5
B 6
C 7
D 8
E 9
Questão 2
Suponha a sequência reacional genérica, em que B é o produto
desejado e C o produto não desejado.
A razão molar é denominada:
Considerações �nais
Neste conteúdo, você acumulou informações referentes às reações
químicas. Aprendeu sobre coordenada de reação, constantes de
equilíbrio, relações termodinâmicas entre constantes de equilíbrio.
Também aprendeu sobre os princípios de Le Chatelier, acompanhou a
formulação da regra das fases e aprendeu a determinar as condições de
equilíbrio em sistemas reativos homogêneos, heterogêneos e com
múltiplas reações. Parabéns e bons estudos!
Responder
r = nB/nC
A rendimento de B.
B seletividade de C em relação a B.
C seletividade de B em relação a C.
D rendimento de C.
E conversão de B.
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Podcast
Para encerrar,ouça o podcast sobre generalidades do equilíbrio
químico.
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Para entender melhor os assuntos tratados neste conteúdo, sugerimos
que leia o artigo Cálculo e preparo de soluções tampão: Guia completo
utilizando o software PeakMaster, de Olívia Brito de Oliveira Moreira,
Larissa dos Anjos Castro, e Marcone Augusto Leal de Oliveira, publicado
pela revista Química Nova, e que destaca a importância dessas
soluções em diversas áreas do conhecimento como, por exemplo,
farmacêutica, alimentícia, biológica, química, médica, clínica e
ambiental.
Referências
ATKINS, P.; DE PAULA, J. Físico-Química. Trad. Edilson Clemente da
Silva et al. 8. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. v. 1. cap. 8 e 9.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida
moderna e o meio ambiente. Trad. Ignez Caracelli et al. Porto Alegre:
Bookman, 2001. cap. 9 - 11.
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química: a
ciência central. Tradução da 9ª edição; Robson Mendes Matos. São
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. Cap 3 e 4.
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. Trad. Cristina Maria
Pereira dos Santos e Roberto de Barros Faria. Rio de Janeiro: LTC, 1986.
cap. 11 e 12.
FELDER, R. M.; ROUSSEAU, R. W. Princípios Elementares dos Processos
Químicos. Trad. Martín Aznar. 3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2008. cap 4.
HIMMELBLAU, D. M.; RIGGS, J. B. Engenharia Química: princípios e
cálculos. Trad. Verônica Calado e Evaristo C. Biscaia Jr. 8. ed. Rio de
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/index.html
https://stecine.azureedge.net/repositorio/00212en/03529/index.html
Janeiro: LTC, 2014. cap 5.
MCMURRY, J.; FAY, R. C. Chemistry. 2. ed. Nova Jersey: Pretince Hall,
1998. cap. 13, 15 e 16.
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