2 Físico-Química - 2 semestre-3

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mol de metanol. 
Calcule a constante de equilíbrio (Kc) nas condições para a reação anterior e assinale o item correto: 
a) 1/2 b) 1/3 c) 1/4 d) 1/5 e) 2/3 
 
02) (Fuvest) N2O4 e NO2, gases poluentes do ar, encontram-se em equilíbrio, como indicado: 
 
N2O4 2NO2 
Em uma experiência, nas condições ambientes, introduziu-se 1,50 mol de N2O4 em um reator de 2,0 litros. 
Estabelecido o equilíbrio, a concentração de NO2 foi de 0,060 mol/L. Qual o valor da constante Kc em 
termos de concentração, desse equilíbrio? 
a) 2,4.10-3 b) 4,8.10-3 c) 5,0.10-3 d) 5,2.10-3 e) 8,3.10-3 
 
7. Grau de equilíbrio () 
 
É a razão entre o número de mol consumidos de um certo reagentes (NC) e o número de mol inicial 
desse reagente (Ni). 
 
 
 
O grau de equilíbrio será sempre um número puro (sem unidade) entre 0 e 1 ou entre 0 a 100%. 
 
Na realidade o grau de equilíbrio é a massa coisa que o rendimento de uma reação química. 
 
8. Quociente do equilíbrio (Qe ou Qc) 
 
É a relação entre as concentrações molares dos produtos sobre as concentrações molares dos 
reagentes, e é expresso da mesma forma que Kc. 
Relacionando a constante de equilíbrio (Kc) com o quociente de equilíbrio (Qe), podemos determinar 
se os resultados dos experimentos correspondem ou não a uma situação de equilíbrio. 
 
 Se Qe < Kc, o sistema não está em equilíbrio. 
– O Qe deverá aumentar para se igualar com Kc. 
– O sistema deverá se deslocar para a direita. 
 V1 
 ; V1 > V2 
 V2 
 Se o Qe > Kc, o sistema não está em equilíbrio. 
– O Qe deverá aumentar para se igualar com Kc. 
– O sistema deverá se deslocar para a esquerda. 
 V1 
 ; V2 > V1 
 V2 
 
 Se Qe = Kc, o sistema está em equilíbrio. 
 V1 
 ; V1 = V2 
 V2 
 
i
c
N
N

 
 
 
 
 
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9. A Relação entre Kp e Kc 
 
Para algumas reações KP é igual a Kc, porém, para muitas outras as duas constantes têm valores 
diferentes. Portanto. é desejável que tenhamos uma forma para calcular uma a partir da outra. Na 
conversão entre KP e Kc usa-se a relação entre a pressão parcial e a molaridade. A Equação a seguir 
pode ser usada para trocar KP por Kc substituindo 
 
(concentração molar) x RT 
PV = nRT 
Resolvendo para a concentração do gás, n/V, obtemos 
n/V = P/RT 
 
para a pressão parcial de cada gás na expressão de ação de massa por KP. Da mesma forma. Kc 
pode ser trocado para KP resolvendo a Equação 3 para as concentrações molares, e então substituindo 
o resultado, P/TR, dentro da expressão apropriada para K. Isto parece muito trabalhoso, e é. Felizmente 
existe uma equação geral derivada dessas relações, que podemos usar para fazer essas conversões. 


ng
p cK K (RT) 
Nesta equação, o valor de ng é igual à mudança no número de mols do gás indo dos reagentes 
para os produtos. 
 
ng = (mols dos produtos gasosos) - (mols dos reagentes gasosos) 
 
Usaremos os coeficientes da equação equilibrada para a reação para calcular o valor numérico 
de ng. Por exemplo, a equação 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 

n9 é calculado a partir dos coeficientes da equação, tomando-os para representar os mols. 
 
Nos diz que dois mols de NH3 são formados quando um mol de N2 e três mols de H2 reagem. Em 
outras palavras, dois mols de produto gasoso são formados a partir de um total de quatro mols de 
reagentes gasosos. Como é uma diminuição de dois mols de gás, então Ano para essa reação é igual a -
2. 
 
Para algumas reações, o valor de ng é igual a zero. Um exemplo é a decomposição do HI. 
 
 
 
 
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2HI(g) H2(g) + l2(g) 
 
Note que se tomarmos os coeficientes para representar os mols, há dois mols de gás em cada lado da 
equação. Isto significa que ng = 0. Visto que (RT) elevado à potência zero é igual a 1, Kp = Kc. 
 
Conversão entre Kp e Kc 
Exemplo 2: 
A 500 °C, a reação entre N2 e H2 para formar a amônia 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
tem Kc = 6,0 X 10-2. Qual é o valor numérico de Kp para esta reação? 
 
Solução: A equação que desejamos usar é 
Kp = Kc(RT)ng 
 
Na discussão acima, vemos que ∆ng = -2 para esta reação. Tudo o que necessitamos agora são valores 
apropriados de R e T. A temperatura. T. deve ser expressa em kelvins. (Quando usada para representar 
a temperatura, a letra maiúscula T numa equação sempre significa a temperatura absoluta.) A seguir 
devemos escolher um valor apropriado para R. Em referência à Equação acima. se as pressões parciais 
estão expressas em atm e a concentração em mol L-1, o valor de R que é consistente com estas unidades 
é R = 0,0821 L atm mol-1 K-1, e esse é o único valor de R que pode ser usado na Equação 4. Reunindo os 
dados, então. obtemos 
 
Kc = 6,0 X 10-2 ng = -2 
 
T = (500 + 273) K = 773 K R = 0.0821 L atm mol-1 K-1 
Substituindo esses dados dentro da equação para Kp obtemos 
 
Kp = (6,0 x 10-2) x [(0.0821) x (773)]-2 
 = (6,0 x 10-2) x (63,5)-2 
 = 1,5 X 10-5 
Neste caso, Kp tem um valor numérico bastante diferente daquele de Kc. 
 
Conversão entre Kp e Kc 
Exemplo 3 
A 25 °C. Kp para a reação N2O4(g) 2NO2(g) tem um valor de 0,140. Calcule o valor de Kc. 
 
Solução: Novamente, a equação de que precisamos é 
Kp = Kc(RT)ng 
 
Desta vez, ng = 2 - 1 = + 1. Agora vamos arrumar os dados na tabela. 
Kp = 0,140 ng = +1 
T = 298 K R = 0.0821 L atm mol-1 K-1 Resolvendo a equação para Kc obtemos 
p
c ng
K
K
(RT)

 
 
Substituindo os valores dentro dessa equação determinamos 0.140 
 
 
 
 
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c 1
3
0,140
K
[(0,0821) x (298)]
5,72 x 10


 
Mais uma vez, há uma diferença substancial entre os valores de Kp e Kc. 
 
 
 
10. Processo de Equilíbrio Heterogêneo 
 
Numa reação homogênea - ou num equilíbrio homogêneo - todos os reagentes e produtos estão na 
mesma fase. O processo de equilíbrio dentre os gases é homogêneo porque todos os gases misturam-
se livremente uns com os outros, e então uma fase simples existe. 
Há também muitos processos de equilíbrio em que os reagentes e os produtos são dissolvidos na 
mesma fase líquida. 
Quando existe mais de uma fase em uma mistura de reação, denominamos de reação heterogênea. 
Um exemplo comum é a combustão da madeira, em que um combustível sólido reage com o oxigénio 
gasoso. Outro exemplo é a decomposição térmica do bicarbonato de sódio, que ocorre quando o 
composto é borrifado no fogo. 
 
2NaHCO3(s)  Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
 
Cozinheiros experientes mantêm uma caixa de bicarbonato de sódio próxima, porque essa reação 
toma-se um excelente extintor de fogo em gorduras e óleo quentes. O fogo é suprimido pelos produtos 
da reação. 
As reações heterogêneas são capazes de alcançar o equilíbrio, assim como o são as reações 
homogêneas. Se NaHCO3 é colocado num recipiente vedado de forma que nenhum CO2 ou H2O possa 
escapar, os gases e o sólido vão para um equilíbrio heterogêneo. 
 
2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g) 
 
 
Seguindo nosso procedimento habitual, podemos escrever a lei de equilíbrio para essa reação como 
 
 
 
 
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2 3 2 2
2
3
[Na CO (s)][H O(g)][CO (g)]
K
[NaHCO (s)]
 
 
Incluímos os estados físicos na expressão de ação de massa aqui porque temos um sistema 
heterogêneo. 
 
Portanto, a lei de equilíbrio para as reações que envolvem líquidos e sólidos puros pode ser escrita 
de uma forma ainda mais simples. Isto é devido à concentração de um líquido ou de um sólido puro ser 
imutável; isto é, para qualquer líquido ou sólido puro, a razão da quantidade de substância para o volumeda substância é uma constante. Por exemplo, se tivéssemos um cristal de 1 mol de NaHCO3, ele iria 
ocupar um volume de 38,9cm3. Dois mols de NaHCO3 ocupariam duas vezes esse volume, 77,8 cm3, 
porém a razão de mols para litros (isto é, a concentração molar) permaneceria a mesma. Para o NaHCO3, 
a concentração da substância no sólido é 
 
11mol 2mol 25,7 mol L
0,0389L 0,0778L
  
 
Esta é a concentração de NaHCO3 no sólido, desconsiderando o tamanho da amostra sólida. Em 
outras palavras, a concentração de NaHCO3 é constante, contanto que algum NaHCO3 esteja presente 
na mistura de reação. 
Raciocínio semelhante mostra que a concentração de NaCO3 no sólido puro Na2CO3 também é 
uma constante. Isso significa que a lei de equilíbrio agora tem três constantes, K e mais dois dos termos 
de concentração. Faz sentido combinar todas as constantes numéricas. 
2
3
2 2 c
2 3
K[NaHCO (s)]
[H O(g)][CO (g)] K
[Na CO (s)]
  
 
A lei de equilíbrio para uma reação heterogênea é escrita sem os termos da concentração para 
os sólidos ou líquidos puros. As constantes de equilíbrio que são dadas nas tabelas representam todas 
as constantes combinadas. 
 
Escrevendo a Lei de Equilíbrio para uma Reação Heterogênea 
Exemplo 4 
O poluente do ar, dióxido de enxofre, pode ser removido de uma mistura de gases combinando-o com 
óxido de cálcio. A equação é 
CaO(s) + SO2(g) CaSO3(s) 
Escreva a lei de equilíbrio para essa reação. 
 
Solução: As concentrações dos dois sólidos, CaO e CaSO3, estão incorporadas na constante de 
equilíbrio Kc para a reação. O único termo da concentração que pode aparecer na expressão de ação de 
massa é do SO2. Portanto. a lei de equilíbrio é simplesmente 
c
2
1
K
[SO (g)]
 
 
11. Princípio de Le Châtelier e o Equilíbrio Químico 
O princípio de Le Châtelier, nos proporciona os meios para fazer previsões qualitativas sobre a 
mudanças no processo de equilíbrio químico. Isto sempre no permite prever os efeitos das influências