Unidade 2_EQUIL.QUI._24-03-15 [Modo de Compatibilidade]

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24/03/2015
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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
CURSO DE TECNOLOGIA EM PROCESSOS QUÍMICOS
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA DE PROCESSOS I – QMC 1072
UNIDADE 2 – EQUILÍBRIO QUÍMICO
Profª.: Clarissa Marques Moreira dos Santos
e-mail: clafarm_mm@yahoo.com.br
Santa Maria, 24 de março de 2015.
�
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Início do século XX
� Interesse Agropecuário – fixação de nitrogênio
� Bélico – I Guerra Mundial
Síntese da Amônia
Fritz Haber (Nobel de Química em 1918)
Histórico
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Condições para atingir o EQUILÍBRIO QUÍMICO
Velocidade de 
Reação Direta = 
Velocidade de 
Reação Inversa
REAÇÃO 
REVERSÍVEL
SISTEMA FECHADO
onde não há troca 
de matéria e 
energia 
Concentrações ou 
Pressões Parciais 
(no caso gases) 
constantes com o 
tempo
�Todas as reações químicas tendem a atingir o EQUILÍBRIO QUÍMICO
� A maior parte das reações químicas terminam quando termina a quantidade de reagentes. Alguns
processos não se completam. O fato disto ocorrer pode ser explicado pela reversibilidade da reação.
Após formar os produtos, estes produtos voltam a formar os reagentes originais. Se certas
modificações não forem modificadas, essas reações não chegarão ao final e atingir o equilíbrio
químico.
�O equilíbrio químico é representado por setas inversas: ↔
EQUILÍBRIO QUÍMICO
V1
V2
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� Todos os sistemas em equilíbrio químico são dinâmicos, ou seja, as reações
químicas continuam a ocorrer simultaneamente na mesma velocidade no sentido
da formação dos produtos (sentido direto) e dos reagentes (sentido inverso).
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Processo dinâmico: Velocidade da reação direta (v1) = Velocidade da reação inversa (v2)
V1
V2
�No início de um PROCESSO REVERSÍVEL, a reação ocorre no sentido do consumo dos
reagentes e da formação dos produtos, porém, logo que se formam algumas moléculas
do produto, a reação no sentido inverso começa a ocorrer também (PRATICAMENTE
SIMULTANEAMENTE NOS DOIS SENTIDOS).
� Quando as concentrações dos reagentes e dos produtos deixam de variar com o tempo,
o processo atingiu o EQUILÍBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Quando uma reação química atinge o equilíbrio?
Uma reação química atinge o equilíbrio quando as velocidades de consumo dos reagentes e
aparecimento dos produtos são iguais.
A + B C + D
Reação Direta
Reação Química: É o processo de mudança ou conversão de uma ou mais substâncias em
outras.
A + B C + D
Reação Inversa
EQUILÍBRIO QUÍMICO EQUILÍBRIO QUÍMICO
1 - No início da reação, há uma grande quantidade de reagentes. À medida que
o tempo vai passando, essa quantidade vai diminuindo e a velocidade
também.
2- No início da reação, não há produtos, a quantidade é zero. Ao decorrer da
reação, os produtos vão sendo formados e a velocidade inicial é zero e vai
aumentando até igualar com a velocidade dos reagentes.
3- As velocidades permanecerão iguais e constantes. As concentrações
também serão constantes. Quando as velocidades dos produtos e dos
reagentes chegam neste ponto, dizemos que a REAÇÃO ESTÁ EM EQUILÍBRIO.
1
32
Quando uma reação química atinge o equilíbrio?
Reagentes
Produtos
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O EQUILÍBRIO É UM ESTADO ATINGIDO POR REAÇÕES REVERSÍVEIS
Velocidade das reações
Tempo
Velocidade da 
reação inversa (V2)
Velocidade da 
reação direta (V1)
T
SISTEMA EM EQUILÍBRIO QUÍMICO 
H2O (l) H2O (l)
H2O (g)H2O (g)
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Em T temos que:
V1 = V2
H2O (l) H2O (g)
V1
V2
EQUILÍBRIO QUÍMICO
�No equilíbrio as reações direta e inversa continuam ocorrendo interruptamente.
�As velocidades das reações direta e inversa são iguais.
�As concentrações de todos os participantes (reagentes e produtos) tornam-se constantes
e não necessariamente iguais.
�Esse tipo de equilíbrio somente ocorre em sistemas fechados (onde não há troca de
matéria com o ambiente).
EQUILÍBRIO QUÍMICO
AS CARACTERÍSTICAS DE UM SISTEMA EM EQUILÍBRIO
A equação da Constante de Equilíbrio pode ser descrita genericamente a partir da seguinte
reação reversível na qual a, b, c, d são os coeficientes estequiométricos das espécies A, B, C, D.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO (Kc)
aA + bB cC + dD
V1
V2
V1 = V2
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Equação da Constante de Equilíbrio 
Constante de Equilíbrio (Kc) = Multiplicação das concentrações dos produtos dividido pela
concentração dos reagentes, elevado nos seus respectivos coeficientes estequiométricos.
Valor da constante KC depende da reação e da temperatura e, esta constante, é adimensional
�Kc tem um valor específico para uma dada reação química e temperatura (o subscrito c indica que a
constante de equilíbrio é definida em termos de concentração).
� Observe que os produtos estão no numerador e os reagentes no denominador e que, matematicamente,
quanto maior o valor do numerador, maior o valor de Kc, isto é, maior a tendência de formação de
produtos.
� Se o valor da constante de equilíbrio for muito alto (Kc >>>1) significa que o equilíbrio está deslocado
para a direita da seta indicada pela reação, favorecendo a formação dos produtos.
� Se o valor da constante de equilíbrio for muito pequena (Kc <<<1) significa que os produtos “quase” não
foram formados.
NUMERADOR
DENOMINADOR 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Concentrações das espécies reagentes e produtos
são expressas em mol/l
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Constante de Equilíbrio (Kc) = Multiplicação das concentrações dos produtos dividido pela
concentração dos reagentes, elevado nos seus respectivos coeficientes estequiométricos.
aA + bB cC + dD
V1
V2
[C]c [D]d
[A]a [B]bKc =
Quando a Constante de Equilíbrio (Kc) for ELEVADA, o equilíbrio químico estará DESLOCADA PARA OS PRODUTOS
Quando a Constante de Equilíbrio (Kc) for BAIXA, o equilíbrio químico estará DESLOCADA PARA OS REAGENTES
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
1 N2O4 (g) 2 NO2 (g)
VREAÇÃO = kVELOCIDADE x [REAGENTE]
a
V1 = k1 x [N2O4]
1 V2 = k2 x [NO2]
2
No equilíbrio temos V1 = V2 
k1x [N2O4]
1 = k2x [NO2]
2
2
1
EQUILÍBRIO QUÍMICO
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
EQUILÍBRIO QUÍMICO
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
3 H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) 
Fe(s) + 3 Ag+ (aq) Fe+3 (aq) + 3 Ag (s)
Sólidos não participam 
do cálculo da constante
Kp : APENAS PARA SISTEMAS COM GASES
H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) 
Numa mistura gasosa, as pressões parciais dos gases são proporcionais às suas concentrações em mol/L
Constante em termos de concentrações (Kc )
Constante em termos de pressões parciais (KP)
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Nas reações em fase gasosa, as concentrações dos reagentes e dos produtos também podem 
ser expressas em termos das suas pressões parciais
KP significa que as concentrações de equilíbrio estão expressas em termos de pressão
p significa pressão parcial e sua unidade e expressa em atm ou mmHg
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Constante de equilíbrio
�Kc: s, l e soluções
O índice em Kc, significa que nesta fórmula da constante de equilíbrio, as concentrações dos
reagentes e dos produtos são expressas em moles por litro ou molar.
�KP: g
Neste caso as concentrações dos reagentes e dos produtos são expressas em termos das
suas pressões parciais.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Importante!
Sólidos e líquidos não participam das equações de velocidade, dessa forma não
participam da expressão de constante de equilíbrio Kc.
Apenas a variação da temperatura produzira alteração no valor da constante de
equilíbrio (Kc).
Relação entre KC e KP 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Atravésde relações matemáticas, utilizando a equação de Clapeyron, determinou-se a transformação direta
do valor da constante de equilíbrio molar (Kc) para equilíbrio químico em termos de pressão parcial (Kp) e
vice-versa, a expressão é:
R = 0,0821 L.atm/K. Mol : constante universal dos gases
T = temperatura absoluta
Δn = np – nr : variação do número de moles (dos produtos – reagentes) da reação, porém apenas observamos os 
coeficientes das substâncias na fase gasosa que participam da reação.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Considere um sistema fechado à temperatura de 100 °C , com volume de 1 litro, onde são adicionados 10 mols 
de N2O4
Calcule o valor da constante de equilíbrio dessa reação sabendo-se que, ao final do processo foram produzidos 
4 mols de NO2
Reação N2O4 NO2
1 N2O4 (g) 2 NO2 (g)
INÍCIO 10 mol/L 0 mol/L
Concentração (mol/L)
Tempo
REAÇÃO
4 mol/L
FORMADOS
EQUILÍBRIO 4 mol/L
4
2 mol/L
CONSUMIDOS
10
8
8 mol/L
Cálculo da constante de equilíbrio:
N2O4
NO2
0
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Reação N2O4 NO2
INÍCIO 10 mol/L 0 mol/L
Concentração (mol/L)
Tempo
REAÇÃO
4 mol/L
FORMADOS
EQUILÍBRIO 4 mol/L
4
2 mol/L
CONSUMIDOS
10
8
8 mol/L
N2O4
NO2
0
Cálculo da constante de equilíbrio:
1 N2O4 (g) 2 NO2 (g)
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
[HI]2
[H2].[I2]
Kc =
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
Determine a constante de equilíbrio para as reações abaixo:
[HCl]2
[H2].[Cl2]
Kc =
Para algumas reações químicas o excesso de reagentes, após ser atingido o equilíbrio químico, são tão
pequenos que considera-se como reações completas.
Exemplo 1: 
Exemplo 2: 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
N2(g) + H2(g) NH3(g)
Ex. 1: Determine a constante de equilíbrio para a reação abaixo:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Sabendo que:
H2 = 0,324 mol.L-1; N2 = 0,305 mol.L-1; NH3 = 0,796 mol.L-1
[NH3]
2
[H2]
3.[N2]
Kc =
[0,796]2
[0,324]3 .[0,305]
Kc = Kc = 61,60
EQUILÍBRIO QUÍMICO
DESLOCAMENTO DO 
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Princípio de Le Châtelier
“Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema em equilíbrio, o sistema tende a
se ajustar para alcançar um novo equilíbrio”
A grande maioria dos processos industriais químicos são efetuados em sistemas fechados, os quais acabam
entrando em equilíbrio químico e dessa forma seu rendimento não é muito elevado. Para contornar esse
problema no que diz respeito ao rendimento da reação, se faz uso do Princípio de “Le Chatelier” ou
“Princípio da Fuga Ante a Força”.
EQUILÍBRIO QUÍMICO
1 – TODO SISTEMA REVERSÍVEL TENDE AO ESTADO DE EQUILÍBRIO
2 – UMA VEZ ATINGIDO O ESTADO DE EQUILÍBRIO, ESTE É MANTIDO A MENOS QUE SE
PROVOQUE ALGUMA ALTERAÇÃO NO SISTEMA
3 – QUANDO SE PROVOCA UMA ALTERAÇÃO NUM SISTEMA EM EQUILÍBRIO, ESTE REAGE NO
SENTIDO DE ANULAR O EFEITO DESSA ALTERAÇÃO. DESSA FORMA O SISTEMA TENDE A
RETORNAR A UM NOVO ESTADO DE EQILÍBRIO
Princípio de Le Châtelier
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
Considere um sistema em equilíbrio químico, com as substâncias A, B, C e D.
A + B C + D
Se, por algum motivo, houver modificação em uma das velocidades, teremos 
mudanças nas concentrações das substâncias
Esta modificação em uma das velocidades ocasiona o que denominamos de
DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO que será no sentido da MAIOR VELOCIDADE
Deslocamento do equilíbrio químico:
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Deslocamento de equilíbrio ocorre quando as velocidades dos processos 
direto e inverso são alteradas
3 H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) 
DIRETA
INVERSA
Se VDIRETA = VINVERSA SISTEMA EM EQUILÍBRIO
CONCENTRAÇÃO DAS ESPÉCIES 
É CONSTANTE
Se VDIRETA > VINVERSA EQUILÍBRIO DESLOCADO PARA O SENTIDO DOS PRODUTOS
Se VDIRETA < VINVERSA EQUILÍBRIO DESLOCADO PARA O SENTIDO DOS REAGENTES
EQUILÍBRIO QUÍMICO
Como podemos deslocar um equilíbrio?
Estudaremos alguns fatores que podem (ou não) provocar deslocamentos 
em equilíbrios
1 - TEMPERATURA
2 - PRESSÃO DE SISTEMAS COM GASES
3 - ALTERAÇÕES DA CONCENTRAÇAO DE REAGENTES
4 - EFEITOS DO CATALISADOR
Constante de equilíbrio
Temperatura (K)T1 T2
K1
K2
Quando T aumenta
K diminui
Diminui a concentração de produtos
1 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA TEMPERATURA
3 H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) ∆H < 0 
DIRETA
INVERSA
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N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ΔH = - 92,2 kJ
A reação de formação da amônia, a partir de seus elementos, é uma reação exotérmica. 
As reações exotérmicas são aquelas que liberam calor
O valor do ΔH é negativo
As reações endotérmicas são aquelas que absorvem calor
O valor do ΔH é positivo
Para reação acima, que é uma reação exotérmica, ou seja, libera calor, a reação se desloca para o sentido
dos reagentes para atingir o equilíbrio químico
Para a reação endotérmica, ou seja, absorve calor, o equilíbrio da reação se desloca para o sentido dos
produtos para atingir o equilíbrio químico
1 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA TEMPERATURA
Podemos generalizar dizendo que um(a) ...
AUMENTO DE TEMPERATURA
desloca o equilíbrio no
SENTIDO ENDOTÉRMICO 
DIMINUIÇÃO DE TEMPERATURA
desloca o equilíbrio no
SENTIDO EXOTÉRMICO 
1 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA TEMPERATURA
3 H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g) ∆H < 0 EXOTÉRMICA
DIRETA
INVERSA
Energia
Caminho
de
Reação
∆H
SISTEMA
CALOR
SISTEMA
CALOR
TEMPERATURA
TEMPERATURA
FAVORECIMENTO DA REAÇÃO ENDOTÉRMICA
FAVORECIMENTO DA REAÇÃO EXOTÉRMICA
1 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
TEMPERATURA 1 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA TEMPERATURA
Contextualizando: Lentes Fotocromáticas
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Porque Recifes de Coral só 
ocorrem em mares quentes?
Exotérmico ∆H<0
1 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA TEMPERATURA
3 H2 (g) + N2 (g) 2NH3 (g)
DIRETA
INVERSA
4 mols de gases 2 mols de gases
SISTEMA
PRESSÃO
SISTEMA
PRESSÃO
DESLOCAMENTO PARA A MENOR número de moléculas
DESLOCAMENTO PARA A MAIOR número de moléculas
2 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
PRESSÃO
Aumentarmos a pressão do sistema? ou Diminuirmos a pressão do sistema?
* Influência da Adição e Remoção de Reagentes no Equilíbrio Químico:
H2(g) + Cl2(g) 2HCl(g)
[HCl]2
[H2].[Cl2]
Kc =
O que acontece com o equilíbrio da reação se:
- Adicionar mais HCl: Desloca o equilíbrio para REAGENTE
- Remover H2: Desloca o equilíbrio para REAGENTE
- Remover HCl: Desloca o equilíbrio para o PRODUTO
- Adicionar mais Cl2: Desloca o equilíbrio para o PRODUTO
3 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
CONCENTRAÇÃO
Podemos generalizar afirmando que um(a) ...
AUMENTO DE CONCENTRAÇÃO
desloca o equilíbrio no
SENTIDO OPOSTO 
da espécie química adicionada 
DIMINUIÇÃO DE CONCENTRAÇÃO
desloca o equilíbrio no mesmo
MESMO SENTIDO
da espécie química retirada 
3 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
CONCENTRAÇÃO
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DESLOCAMENTO PARA A DIREITA
GLICOSE FRUTOSE
VDIRETA = kDIRETA x [GLICOSE] VINVERSA= kINVERSA x [FRUTOSE]
ADIÇÃO DE GLICOSE
ADIÇÃO DE FRUTOSE
VDIRETA > VINVERSA 
VDIRETA < VINVERSA DESLOCAMENTO PARA A ESQUERDA
3 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
CONCENTRAÇÃO
DESLOCAMENTO PARA A ESQUERDADIMINUIÇÃO DE GLICOSE
DIMINUIÇÃO DE FRUTOSE
VDIRETA < VINVERSA 
VDIRETA > VINVERSA DESLOCAMENTO PARA A DIREITA
3 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
CONCENTRAÇÃO
GLICOSE FRUTOSE
VDIRETA = kDIRETA x [GLICOSE] VINVERSA= kINVERSA x [FRUTOSE]
Galo do Tempo
Azul Rosa
[H2O] � Desloca equilíbrio para Direita - ROSA
[H2O] � Deslocaequilíbrio para Esquerda - AZUL
3 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
CONCENTRAÇÃO
O sal de cloreto de cobalto II que quando está hidratado 
fica cor de rosa, mas quando está anidro fica na cor azul.
Os alpinistas precisam de semanas ou mesmo meses para se ambientarem antes
de escalarem montanhas de elevada altitude como o Monte Everest.
A vida a altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
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Contextualizando: 
Desconforto à altitude e deslocamento de equilíbrio
Altitude 
(m)
Pressão
Atmosférica
(mmHg)
pO2
(mmHg)
0 (nível do mar) 760 159,2
1.000 674 141,2
2.000 596 124,9
3.000 526 110,2
4.000 462 96,9
9.000 231 48,4
Hemoglobina + oxigênio↔ oxiemoglobina Escalar uma montanha de elevada altitude pode causar dores de cabeça,
náuseas, fadiga não usual e outros incômodos. Tudo isto são sintomas de
hipoxia, uma deficiência na quantidade de O2 quando chega aos tecidos do
corpo.
No entanto, uma pessoa que vive a altitude elevada durante semanas ou meses
recupera gradualmente do enjôo de altitude e habitua-se ao teor do conteúdo de
O2 na atmosfera, sendo capaz de funcionar normalmente.
A vida a altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
Consideremos o seguinte sistema em equilíbrio, que representa a combinação do O2
com a molécula de hemoglobina:
Hb (aq) + O2 (aq) ⇔ HbO2 (aq)
HbO2 - oxi-hemoglobina que é o composto que transporta realmente o O2 para os
tecidos.
A constante de equilíbrio é:
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o sistema se a ocorrer uma
diminuição da concentração de O2?
A vida a altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma diminuição da concentração de O2 deslocará o sistema da
direita para a esquerda.
Hb (aq) + O2 (aq)← HbO2 (aq) Esta variação elimina a oxi-hemoglobina, causando hipoxia
Desde que se dê tempo suficiente o corpo é capaz de se defender desta adversidade produzindo mais
moléculas de hemoglobina. A reação desloca-se então gradualmente da esquerda para a direita
novamente, favorecendo a produção de oxi-hemoglobina e atinge o Equilíbrio Químico
A vida a altitudes elevadas e a
produção de hemoglobina
De acordo com o Princípio de Le Châtelier, como evoluirá o sistema se a ocorrer uma 
diminuição da concentração de O2?
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Catalisadores
São substâncias químicas que não participam da reação química. O catalisador acelera a
reação mas não altera a composição química dos reagentes e produtos envolvidos.
� A quantidade de substância produzida na reação não se altera com o uso de
catalisadores.
� Se a reação for reversível, a reação inversa também será acelerada, pois sua energia de
ativação também terá um valor menor.
� O catalisador não altera a variação de entalpia.
4- A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DO 
CATALISADOR
Catalisadores não alteram o equilíbrio ?
• Não, pois o catalisador aumenta igualmente a velocidade da reação direta e da inversa,
porque ele produz a mesma diminuição na energia de ativação das duas reações.
• O catalisador não altera o estado de equilíbrio, mas só a velocidade da reação.
• Não devemos esperar obter mais produtos em uma reação com catalisador do que uma
reação sem catalisador.
4- A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DO 
CATALISADOR
Considere uma reação genérica:
A + B C + D; ∆H < 0 
Energia
Caminho de Reação
∆H
A + B
C + D
ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO DIRETA SEM 
CATALISADOR
ENERGIA DE ATIVAÇÃO DA REAÇÃO DIRETA COM 
CATALISADOR
O CATALISADOR AUMENTA A VELOCIDADE 
DA REAÇÃO DIRETA
O CATALISADOR NÃO DESLOCA EQUILÍBRIOS
Perturbação Desloca no sentido de... Altera o valor de Kc ?
Aumento da [ ]
Diminuição da [ ]
Aumento da Pressão
Diminuição da Pressão
Aumento da T
Diminuição da T
Presença de catalisador
Consumo desta substância
Formação desta substância
Menor volume gasoso
Maior volume gasoso
Absorção de calor (endo)
Liberação de calor (exo)
Não desloca
Não
Não
Não
Não
Sim
Sim
Não
Resumindo tudo!
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
(Parte inicial) 
EXERCÍCIOS 01) Na equação abaixo, após atingir o equilíbrio químico, podemos concluir a respeito da constante de
equilíbrio que:
a A + bB cC + dD
a) Quanto maior for o valor de Kc, menor será o rendimento da reação direta.
b) Kc independe da temperatura.
c) Se as velocidades das reações direta e inversa forem iguais, então K2 = 0.
d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes.
e) Quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos produtos.
1
2
02) Medidas de concentração para o sistema abaixo, em equilíbrio, a uma certa temperatura forneceram
os seguintes resultados:
Determine a constante de equilíbrio da reação nestas condições.
[ H2 ] = 0,10 mol/L
[ I2 ] = 0,20 mol/L
[ HI ] = 1,0 mol/L
H2 ( g ) + I2 ( g ) 2 HI ( g )
A + B C + D
Tem-se sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores representados no gráfico. A constante de equilíbrio da
reação será igual a:
a) 16.
b) 1/4.
c) 4.
d) 5.
e) 1/16.
03) Temos representado no gráfico abaixo as concentrações dos reagentes
e dos produtos de uma mesma reação do tipo:
Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero. 
4
6
8
10 [ ]
caminho da reação
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04) Foram colocados em um recipiente fechado, de capacidade 2,0 L, 6,5 mol
de CO e 5 mol de NO2. À 200°C o equilíbrio foi atingido e verificou-se que
haviam sido formados 3,5 mol de CO2. 
Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa reação é:
a) 4,23.
b) 3,84.
c) 2,72.
d) 1,96.
e) 3,72.
CO + NO2 CO2 + NO
início
reage / produz
equilíbrio 3,5 3,5 
3,5 3,5 
3,0 1,5 
6,5 5,0 
3,5 3,5 
0,0 0,0 
05) Em um recipiente de 400 mL são colocados 2 mols de PCl5 gasoso a
uma determinada temperatura. Esse gás se decompõem segundo a
reação química abaixo, e, o equilíbrio foi alcançado quando 20% do
pentacloreto de fósforo reagiram ( % emmols ). A constante de equilíbrio,
Kc, nessas condições, vale:
a) 4,0.
b) 1,0.
c) 0,5.
d) 0,25.
e) 0,025.
PCl5 PCl3 + Cl2
início 2,0 0,0 0,0 
reage / produz 0,4 0,4 0,4 
0,4 0,4 1,6 equilíbrio
2 - A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DEPENDE DA 
PRESSÃO
EXERCÍCIOS
01) Considere a reação em equilíbrio químico:
N2 (g) + O2 (g) 2 NO (g)
É possível deslocá-lo para a direita:
a) Retirando o N2 existente.
b) Removendo o NO formado.
c) Introduzindo um catalisador.
d) Diminuindo a pressão, à temperatura constante.
e) Aumentando a pressão, à temperatura constante.
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02) Temos o equilíbrio:
Queremos aumentar a concentração de CO2(g) nesse equilíbrio.
Para isso ocorrer, devemos:
a) Aumentar a pressão sobre o sistema.
b) Diminuir a pressão sobre o sistema.
c) Adicionar H2(g) ao sistema.
d) Retirar H2O(g) do sistema.
e) Adicionar CO(g) ao sistema.
CO( g ) + H2O( g ) CO2( g ) + H2( g )
03) O equilíbrio gasoso representado pela equação:
N2( g ) + O2( g ) 2 NO( g ) – 88 kj
É deslocado no sentido de formação de NO(g), se:
a) a pressão for abaixada.
b) N2 for retirado.
c) a temperatura for aumentada.
d) for adicionado um catalisador sólido ao sistema.
e) o volume do recipiente for diminuído.
04) Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar amônia segundo a equação:
Se a mistura dos três gases estiver em equilíbrio, qual o efeito, em
cada situação, sobre a quantidade de amônia, se provocar
N2( g ) + 3 H2( g ) 2 NH3( g ) + 22 kcal
I. Compressão da mistura.
II. Aumento de temperatura.
III. Introdução de hidrogênio.
a) aumenta, aumenta, aumenta. 
b) diminui, aumenta, diminui. 
c)aumenta, aumenta, diminui. 
d) diminui, diminui, aumenta. 
e) aumenta, diminui, aumenta.