TD DE QUÍMICA- PROFA NAGILA

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Físico-Química 
Capítulo 5 
Equilíbrio químico 
 
Nesse capítulo começaremos a estudar 
o conceito de equilíbrio químico, um estado 
em que tanto a reação direta quanto a inversa 
continuam ocorrendo com velocidades iguais, 
mas nenhuma variação líquida é observada. 
 
Reação Reversível 
 
 É a reação que ocorre 
simultaneamente nos dois sentidos, direto e 
inverso, ou seja, os produtos, à medida que se 
formam, reagem produzindo os reagentes 
iniciais. 
Por exemplo: 
 
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) 
 
O sentido para direita corresponde ao sentido 
direto e o para esquerda ao sentido inverso. 
As reações reversíveis são representadas com 
o emprego de duas flechas em sentidos 
opostos. 
 
 
Definição de equilíbrio químico 
 
 A partir da lei cinética observamos 
que a velocidade da reação direta diminui 
com o tempo de reação enquanto a velocidade 
da reação inversa aumenta. O sistema atingi o 
equilíbrio químico quando, em sistema 
fechado e à temperatura constante, a 
velocidade da reação direta é igual à 
velocidade da reação inversa. 
A necessidade do recipiente fechado, 
deve-se ao fato de manter produtos gasosos, 
por exemplo, no sistema para que possam 
reagir e produzir os reagentes iniciais. 
É importante notarmos que as 
propriedades macroscópicas do sistema em 
equilíbrio se mantem constante, como por 
exemplo, a variação de cor. A concentração 
dos reagentes e produtos também 
permanecem constantes como mostrado na 
figura a seguir. 
 
 
 
 
Grau de equilíbrio ( ) 
 É definido como o quociente entre o 
número de mols de um determinado reagente 
que reagiu até o equilíbrio e o número inicial 
de mols do mesmo reagente. 
 = ú ��ú � � � 
 
Por exemplo, se em uma dada reação temos 
inicialmente 2 mols de um reagente A e até o 
equilíbrio restam 0,4 mol de A, reagiram 1,6 
mols de A, Logo: = , = , 
Podemos expressar o grau de equilíbrio em 
porcentagem, ou seja, no exemplo acima, 
teríamos 80%. 
 Observe que sempre está no 
intervalo entre zero e um: 
 < < 
 
Constante de equilíbrio em termos de 
concentração 
 
 Considere a reação genérica abaixo: 
 
aA + bB  cC + dD 
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A constante de equilíbrio Kc é definido como: 
 � = [ ] [ ][ ] [ ] 
 
Essa fórmula é chamada Lei da Ação das 
Massas ou Lei de Guldberg-Waage. 
Exemplo: 
 
N2 + 3H2  2NH3 � = [ � ][ ][� ] 
 
OBS: A constante de equilíbrio pode ser dada 
em função das pressões parciais quando os 
participantes do equilíbrio químico são gases. 
Para a mesma reação genérica acima temos: 
 � = 
 
Para o exemplo da síntese da amônia teremos: 
 � = �� 
 
A relação entre � e � é dada por: 
 � = � Δ 
 
Em que Δ representa a diferença entre o 
somatório dos coeficientes dos produtos e o 
somatório dos coeficientes dos reagentes da 
reação considerada. 
 
 
Deslocamento do equilíbrio 
 
É interessante vermos como podemos 
deslocar o equilíbrio químico, ou seja, 
aumentar a velocidade da reação direta ou 
inversa, favorecendo um dos lados da reação, 
até um novo estado de equilíbrio. 
Quando a velocidade da reação direta 
aumenta, dizemos que o equilíbrio está se 
deslocando para a direita. Se o aumento for 
da velocidade da reação inversa, dizemos que 
o equilíbrio está se deslocando para a 
esquerda. 
O princípio geral que trata dos 
deslocamentos dos estados de equilíbrio é o 
chamado Princípio de Le Chatelier: 
 
Quando um fator externo age sobre um 
sistema em equilíbrio, ele se desloca, 
procurando minimizar ou anular a ação do 
fator aplicado e procurando atingir um novo 
estado de equilíbrio. 
 
Dentre os fatores capazes de deslocar 
o equilíbrio temos: 
 
 Concentração (ou pressão parcial) 
A adição de uma substância desloca o 
equilíbrio no sentido que irá consumi-la, 
isto é, para o lado oposto da substância 
adicionada. A retirada, por sua vez, 
desloca o equilíbrio no sentido que irá 
refazê-la, isto é, mesmo lado da substância 
que foi retirada. 
 Considere a reação de produção da 
amônia abaixo: 
 
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) 
Se adicionarmos Nitrogênio ao sistema, 
ocorrerá um deslocamento para a direita, 
no sentido de consumir o nitrogênio que 
está sendo adicionado. Se retirarmos 
amônia do sistema, o deslocamento 
também é para a direita, no sentido de 
produzir a amônia que está sentido retirada. 
 Toda a explicação que foi dada para as 
concentrações vale para as pressões 
parciais. 
 
 Pressão total sobre o sistema 
O aumento de pressão desloca o 
equilíbrio no sentido de menor volume, 
enquanto a diminuição de pressão desloca 
no sentido de maior volume. 
Observe a reação abaixo: 
 
2NO2(g)  N2O4(g) 
 
Se aumentarmos a pressão total do 
sistema ocorrerá um deslocamento para a 
direita (sentido de menor volume), se 
diminuirmos a pressão total do sistema o 
deslocamento é para a esquerda, no sentido 
de maior volume. 
 
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 Temperatura 
O aumento de temperatura desloca o 
equilíbrio no sentido endotérmico e a 
diminuição desloca o equilíbrio no sentido 
exotérmico. 
 
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) Δ� = − , � 
 
A reação direta é dita exotérmica, logo 
a reação inversa é endotérmica. 
Se aumentarmos a temperatura para o 
sistema acima ocorre uma diminuição no 
rendimento na produção de amônia, pois há 
um deslocamento para a esquerda (sentido 
endotérmico). Logo para haver um aumento 
na produção da amônia devemos diminuir a 
temperatura, deslocando o equilíbrio para a 
direita (sentido exotérmico). 
No caso da temperatura a constante de 
equilíbrio varia seu valor, observe a tabela 
abaixo: 
Temperatura (ºC) � 
25 6,0 ∙ 105 
200 0,65 
300 0,011 
400 6,β ∙ 10-4 
500 7,4 ∙ 10-5 
 
Observe que aumentando a 
temperatura o valor de Kc diminui. De fato, 
em temperaturas mais baixas, o rendimento 
em NH3 é maior, porém a temperatura não 
pode ser tão baixa a ponto de tornar a 
reação muito lenta. Logo, devemos 
encontrar um meio-termo ideal para a 
temperatura, nem muito baixa para não 
comprometer a velocidade da reação, nem 
muito alta para não comprometer o 
rendimento do equilíbrio. 
 
OBS: vimos no capitulo de cinética química 
que o catalisador diminui a energia de 
ativação, aumentando a velocidade da reação 
química. No caso de reações reversíveis, a 
influência se faz em ambos os sentidos e, 
portanto, não desloca o equilíbrio. O 
catalisador apenas diminui o tempo para se 
alcançar o equilíbrio. 
 
 
 
 
Atividades de Sala 
 
1) O pentacloreto de fósforo é um reagente 
muito importante em Química orgânica. 
Ele é preparado em fase gasosa através da 
reação: 
PCl3(g) + Cl2(g) PCl5(g) 
Um frasco de 3,00 litros contém as 
seguintes quantidades de equilíbrio, a 
200°C; 0,120 mol de PCl5; 0,600 mol de 
PCl3; e 0,0120 mol de Cl2. Calcule o valor 
da constante de equilíbrio a essa 
temperatura. 
 
2) Aqueceram-se 2 mols de PCl5 num 
recipiente fechado, com capacidade de 2L. 
Atingindo o equilíbrio, o PCl5 estava 40% 
dissociado em PCl3 e Cl2. Calcule a 
constante de equilíbrio. 
 
3) Reações químicas dependem de energia e 
colisões eficazes que ocorrem entre as 
moléculas dos reagentes. Em sistema 
fechado, é de se esperar que o mesmo 
ocorra entre as moléculas dos produtos em 
menor ou maior grau até que se atinja o 
chamado “equilíbrio químico”. 
O valor da constante de equilíbrio em 
função das concentrações das espécies no 
equilíbrio, em quantidade de matéria, é 
um dado importante para se avaliar a 
extensão (rendimento) da reação quando 
as concentrações não se alteram mais. 
Considere a tabela com as quantidades de 
reagentes e produtos no início e no 
equilíbrio, na temperatura de 100°C, para 
a seguinte reação: 
 
A constante de equilíbrio tem o seguinte valor: 
a)0,13 
b)0,27 
c)0,50 
d)1,8 
e) 3,0 
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4) Dos equilíbrios abaixo, aquele que terá 
maior rendimento em produtos a alta 
temperatura e alta pressão é: 
a) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g); ΔH > 0 
b) C2H5OH (l) → H2C = CH2 (g) + H2O (g); 
ΔH > 0 
c) 3O2 (g) →2O3 (g); ΔH > 0 
d) HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O 
(l); ΔH < 0e) N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g); ΔH < 0 
 
5) Considere o equilíbrio 
N2(g) + O2(g) 2NO(g), 
onde: 
 
Kc = 4,1 x 10-4 (a 1700°C) 
Kc = 36,0 x 10-4 (a 2200°C) 
 
Responda se a formação do NO é 
exotérmica ou endotérmica. 
 
6) A aplicação do princípio de Le Chatelier 
possibilita o controle da direção e da 
extensão de uma determinada reação 
química. Um exemplo típico é o equilíbrio 
entre as formas cor de rosa e azul dos íons 
cobalto. 
 
Assinale a alternativa que apresenta uma 
ação sobre o sistema, que favorece a 
formação da solução de cor azul. 
a) Diminuição da concentração de Cl– . 
b) Diminuição da temperatura. 
c) Diluição da solução. 
d) Aumento da concentração de água. 
e) Adição de cloreto de sódio aquoso. 
 
7) O esmalte dos dentes é formado por 
hidroxiapatita que, em determinadas 
condições, pode ser dissolvida devido ao 
equilíbrio representado pela equação: 
 
 
Considere três pessoas, X, Y e Z, que 
consomem diariamente os produtos cujos 
valores de pH estão apresentados na tabela. 
 
Considerando somente o efeito do uso 
continuado destes três produtos, ocorrerá 
dissolução da hidroxiapatita do esmalte dos 
dentes: 
a) da pessoa X, apenas. 
b) da pessoa Y, apenas. 
c) das pessoas X e Y, apenas. 
d) da pessoa Z, apenas. 
e) das pessoas X e Z, apenas. 
 
Atividades Propostas 
 
1) São colocados 8,0 mol de amônia num 
recipiente fechado de 5,0 litros de 
capacidade. Acima de 450 ºC, estabelece-
se, após algum tempo, o equilíbrio: 
 
 
Sabendo que a variação do número de mol 
dos participantes está registrada no gráfico, 
podemos afirmar que, nestas condições, a 
constante de equilíbrio, Kc, é igual a: 
 
a) 27,00. c) 1,08. 
b) 5,40. d) 2,16. 
 
2) Considere a seguinte equação de 
oxirredução: 
 
A constante de equilíbrio desta reação é 
igual a 2,0 · 1011. 
a) Escreva a expressão que representa a 
constante de equilíbrio. 
b) Calcule a concentração de íons Ce4+ que 
existe em equilíbrio em uma solução cuja 
100 
 
concentração de Ce3+ é 0,1 mol L–1, de Fe3+ 
é 0,1 mol L–1 e de Fe2+ é 0,1 mol L–1. 
 
 
3) Num recipiente de volume constante igual 
a 1,00 litro, inicialmente evacuado, foi 
introduzido 1,00 mol de pentacloreto de 
fósforo gasoso e puro. O recipiente foi 
mantido a 250 ºC e no equilíbrio final foi 
verificada a existência de 0,47 mol de gás 
cloro. Qual das opções a seguir contém o 
valor aproximado da constante (Kc) do 
equilíbrio estabelecido dentro do cilindro e 
representado pela seguinte equação 
química: 
 
 
 
a) 0,179. 
b) 0,22. 
c) 0,42. 
d) 2,38. 
e) 4,52. 
 
4) O equilíbrio gasoso N2O4  2NO2 
apresenta, a uma dada temperatura, 
constante de equilíbrio Kc = 2. Nesta 
temperatura foram feitas duas misturas 
diferentes, A e B, cada uma acondicionada 
em recipiente fechado, isolado e distinto. 
As condições iniciais estão mostradas na 
tabela a seguir: 
 
 
a) Efetue os cálculos necessários e conclua 
se a mistura A se encontra ou não em 
situação de equilíbrio. 
b) Efetue os cálculos necessários e conclua 
se a mistura B se encontra ou não em 
situação de equilíbrio. 
 
5) O gráfico seguinte refere-se ao sistema 
químico 
 
Ao qual se aplica o princípio de Le 
Chatelier. 
 
 
Analise o gráfico e indique a opção correta: 
a) A adição de I2(g) em t1 aumentou a 
concentração de HI(g). 
b) A adição de H2(g) em t2 aumentou a 
concentração de I2(g). 
c) A adição de H2(g) em t2 levou o sistema 
ao equilíbrio. 
d) A adição de H2(g) em t1 aumentou a 
concentração de HI(g). 
e) A adição de HI(g) em t2 alterou o 
equilíbrio do sistema. 
 
6) Do repolho roxo pode-se extrair, por 
fervura com água, uma substância que é 
responsável pela sua coloração 
característica. Esta substância é um ânion 
de um ácido fraco cuja dissociação pode 
ser escrita como: 
 
Utilizando este equilíbrio, explique por que 
a adição de vinagre ou limão (ácidos) a 
este extrato faz com que ele mude de cor. 
 
7) Dada a reação PCl5 PCl3 + Cl2, que 
absorve 39,5 Kcal/mol quando decorre da 
esquerda para direita, descreva e explique 
p efeito dos seguintes fatores: 
a) Aumento da pressão. 
b) Decréscimo da temperatura. 
c) Acréscimo de certa quantidade de Cloro. 
Nota: todas as substâncias são gasosas na 
temperatura da experiência. 
 
8) Em um recipiente de um litro, adicionam-
se 4 mol de H2 e 3 mol de I2. A 
temperatura é de 27 ºC. O equilíbrio é 
atingido, como mostra o gráfico a seguir: 
101 
 
 
 
a) Calcule a constante de equilíbrio (Kc) para 
essa reação. 
b) Qual o sentido de deslocamento dessa 
reação quando um ligeiro excesso de H2 é 
introduzido no sistema, após o equilíbrio? 
 
 
9) É muito comum as donas-de-casa, após a 
limpeza do peixe, usarem limão para 
remover o cheiro deixado em suas mãos. A 
maioria delas não tem uma explicação 
científica para o fato. Entretanto, sabe-se 
que o cheiro é causado pelo composto 
metilamina, de fórmula CH3 – NH2, cuja 
equação de equilíbrio é representada a 
seguir: 
 
 
 
Segundo o Princípio de Le Chatelier, o 
cheiro 
de peixe desaparece porque: 
a) a adição do limão (H+) neutraliza o íon 
OH–, deslocando o equilíbrio para a direita, 
consumindo a metilamina. 
b) a adição do limão (H+) neutraliza o íon 
OH–, deslocando o equilíbrio para a direita, 
consumindo o CH3 – NH3+. 
c) a adição do limão (H+) neutraliza o íon, 
deslocando o equilíbrio para a esquerda, 
formando solução aquosa. 
d) a adição do limão (H+) neutraliza o íon 
OH–, deslocando o equilíbrio para a 
esquerda, retirando a metilamina. 
e) a adição do limão (H+) neutraliza o íon 
OH–, deslocando o equilíbrio para a 
esquerda, diminuindo a concentração de 
H2O.