Equilíbrio Químico: Conceitos e Gráficos

Prévia do material em texto

CAPÍTULO 1
Equilíbrio Químico
Índice
1.1 Reações Químicas Reversíveis . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
1.2 Gráficos de Equilíbrio Químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
1.2.1 Velocidade x tempo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3
1.2.2 Concentração x tempo . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1.3 Tipos de Equilíbrio Químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1.3.1 Sistemas homogêneos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1.3.2 Sistemas heterogêneos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
1.4 Constante de equilíbrio químico (kc) em termos de concentração . . . . . . . . 5
1.5 Constante de equilíbrio químico em termos de pressão parciais (kp) . . . . . . 8
1.6 Relação entre kc e kp . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8
1.7 Grau de Equilíbrio . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
1.8 Deslocamento do equilíbrio químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10
1.8.1 Influência da concentração dos participantes . . . . . . . . . . . . . . . 11
1.8.2 Influência da temperatura . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11
1.8.3 Influência da pressão . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12
1.8.4 Influência do catalisador . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12
1.9 Resumo Final . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
1.10 Exercício Resolvido . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13
1.11 Exercícios de Sala . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
1.12 Exercícios para serem resolvido e entreguem . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19
O equilíbrio químico é um fenômeno que acontece nas reações químicas reversíveis entre
reagentes e produtos.
Quando uma reação é direta, está transformando reagentes em produtos. Já quando ela
ocorre de maneira inversa, os produtos estão transformando-se em reagentes.
aA + bB cC + dD
Para ocorrer um equilíbrio químico é necessário que:
• a temperatura seja constante
• o sistema não tenha trocas com o ambiente
Quando um ponto de equilíbrio é atingido nas reações reversíveis tem-se:
• a velocidade das reações direta e inversa iguais.
• a concentração constante das substâncias presentes na reação.
O equilíbrio químico é medido por duas grandezas: a constante de equilíbrio e o grau de
equilíbrio.
Ele pode ser alterado quando ocorre mudanças de: concentração, temperatura, pressão e
uso de catalisadores.
Pontos importantes sobre equilíbrio químico
• Velocidade da reação direta é sempre igual à da inversa.
• Graficamente, é detectado quando as curvas passam a ser constantes em relação ao eixo
y.
• Podem ter participantes gasosos, líquidos, aquosos ou sólidos.
• Pode ser calculado em relação à concentração (mol/L), à pressão parcial ou ao número
de íons.
• De acordo com o estudo da quantidade de cátions hidrônio e hidróxido, os meios podem
ser classificados em ácidos, básicos ou neutros.
• Quando envolve a dissolução de um sal em água, a constante de equilíbrio passa a en-
volver a hidrólise salina.
• Se a solução é formada por ácido ou base fraca, juntamente com um sal, forma-se uma
solução-tampão.
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.1 Reações Químicas Reversíveis
Exemplo de equação química:
2H2 + O2 2H2O
No primeiro membro (antes da seta) aparecem os reagentes, ou seja, as substâncias que
entram na reação.
No segundo membro (depois da seta) estão os produtos, isto é, as substâncias que foram
formadas pela reação.
Em uma reação reversível ela pode ocorrer nos dois sentidos (representado por seta para
a direita sobre seta para a esquerda):
2N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Assim, nas reações diretas os reagentes formam produtos (reagentes produtos).
Já nas reações inversas, os produtos formam reagentes (produtos reagentes).
1.2 Gráficos de Equilíbrio Químico
Podemos expressar o equilíbrio químico graficamente utilizando as variáveis velocidade e
concentração (eixo y) em função do tempo (eixo x).
O equilíbrio é observado graficamente quando as linhas do gráfico se tornam horizontais,
tanto para velocidade quanto para a concentração.
1.2.1 Velocidade x tempo
Observamos que v1 vai diminuindo à medida que os reagentes se transformam em produtos.
Já v2 aumenta quando os produtos estão sendo formados.
Figura 1.1: Gráfico da variação das velocidades vs. tempo
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Observamos que v1 vai diminuindo à medida que os reagentes se transformam em produtos.
Já v2 aumenta quando os produtos estão sendo formados.
Ao atingir o equilíbrio químico, a velocidade das reações direta e inversa se tornam iguais.
1.2.2 Concentração x tempo
Observamos que a concentração dos reagentes é máxima e diminui porque eles estão sendo
transformados em produtos. Já a concentração dos produtos parte do zero (porque no início
da reação só haviam reagentes) e vai crescendo a medida que estão sendo criados.
Figura 1.2: Gráfico da variação das concentração vs. tempo.
1.3 Tipos de Equilíbrio Químico
1.3.1 Sistemas homogêneos
São aqueles que os componentes do sistema, reagentes e produtos, encontram-se na mesma
fase. São principalmente os sistemas gasosos
Exemplo 1.3.1
Para sistemas gasosos temos:
2NO(g) + Cℓ2(g) 2NOCℓ2(g)
Para soluções aquosas
CH3COOH(aq) + C2H5OH(aq) CH3COOC2H5(aq) + H2O(ℓ)
1.3.2 Sistemas heterogêneos
Os componentes da reação, reagentes e produtos, estão em mais de uma fase.
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Exemplo 1.3.2
Sn(s) + 2H +(aq) Sn 2+(aq) + H2(g)
1.4 Constante de equilíbrio químico (kc) em termos de
concentração
constante de equilíbrio (kc) é uma grandeza que caracteriza o equilíbrio químico levando em
consideração os aspectos cinéticos das reações químicas e as soluções em equilíbrio dinâmico.
No equilíbrio químico, as taxas de reação de um sentido de reação e seu inverso devem ser
iguais.
Sendo assim, foi estabelecido que a constante de equilíbrio é obtida por:
kc =
[produtos]
[reagentes]
Constante de equilíbrio em termos de concentração (mol/L) ou simplesmenteKc é a relação
estabelecida entre as concentrações molares de produtos e de reagentes presentes em uma
reação elevadas aos seus respectivos expoentes.
Observe o seguinte equilíbrio:
aA + bB cC + dD
O kc desse equilíbrio terá no numerador a multiplicação entre as concentrações dos produtos
(C e D). No denominador, teremos amultiplicação entre as concentrações dos reagentes (A e B).
Todos as concentrações deverão ser elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos
(a, b, c, d).
kc =
[C]c · [D]d
[A]a · [B]b
Agora, observe o equilíbrio com participantes gasosos abaixo:
2NO(g) 2NO(g) + O2(g)
A expressão da constante de equilíbrio (kc) para essa reação será:
kc =
[NO]2 · [O2]1
[NO]2
os participantes no estado sólido são sempre constantes, por isso, não participam da expres-
são do Kc.
2 Aℓ2O3(s) 4Aℓ(s) + 3O2(g)
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Como o Aℓ2O3 e o Aℓ são sólidos, não entrarão na expressão do kc. Em suas posições,
colocamos o número 1.
kc =
[O2]3 · 1
1
= [O2]3
Exemplo 1.4.1
Em determinadas condições de temperatura e pressão, existe 0,5 mol/L de N2O4 em
equilíbrio com 2,0 mols/ L de NO2, segundo a reação abaixo:
N2O4(g) 2NO(g)
A constante de equilíbrio (kc) desse equilíbrio, nas condições da experiência, será nu-
mericamenteigual a:
(a) 0,125
(b) 0,25
(c) 1
(d) 4
(e) 8
Solução:
Para fazermos os cálculos, colocamos os valores das concentrações de cada um dos par-
ticipantes na expressão do kc.
kc =
[NO]2
[N2O4]
Depois de escrever a expressão da constante de equílibrio vamos substitiuir os valores.
kc =
(2)2
0, 5
A unidade de kc na maioria das vezes é adimensional, isto é, sem unidade de medida.
Mas pode é representa por mol/L
kc = 8 mol/L
Portanto a alternativa correta é a letra e
O cálculo da constante de equilíbrio kc é importante porque ela transmite algumas informa-
ções com respeito ao equilíbrio químico, se ele está deslocado ou não e, se estiver, para qual
sentido. Veja essas informações a seguir:
• kc = 1: significa que a concentração dos reagentes e dos produtos é igual e a reação está
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
em equilíbrio;
• kc > 1: significa que os produtos estão em maior concentração, pois, na expressão de
kc, os produtos estão no numerador. A reação ainda não atingiu o equilíbrio, pois está
deslocada no sentido da formação dos produtos, ou seja, o equilíbrio está deslocado para
a direita;
• kc<1 : significa que os reagentes estão em maior concentração, pois, na expressão de kc,
os reagentes estão no denominador. A reação ainda não atingiu o equilíbrio, pois está
deslocada no sentido da formação dos reagentes, ou seja, o equilíbrio está deslocado
para a esquerda.
Vamos, então, ver um exemplo para entender como calcular o valor da constante de
equilíbrio em termos de concentração (kc):
Quando todos os componentes não atinge o equilíbrio químico temos:
Exemplo 1.4.2
(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está representado pela
equação:
2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
Em um recipiente de 1 litro, foram misturados 6 mols de dióxido de enxofre e 5 mols
de oxigênio. Depois de algum tempo, o sistema atingiu o equilíbrio; o número de mols
de trióxido de enxofre medido foi 4. O valor aproximado da constante de equilíbrio é:
(a) 0,53.
(b) 0,66.
(c) 0,75.
(d) 1,33.
(e) 2,33.
Solução:
1o passo: interpretar os dados da questão.
Equação balanceada 2 SO2(g) + O2(g) 2 SO3(g)
quantidades iniciais 6 mol 5 mol zero
quantidades que se formam e reagem - 4 mol - 2 mol + 4 mol
quantidades no equilíbrio 6 – 4 = 2 mol 5 – 2 = 3 mol 4 mol
concentrações no equilibrio [SO2]=
2 mol
1 L
[O2]=
3 mol
1 L
[SO3] = 4 mol1 L
mol/L [SO2] = 2 mol/L [O2] = 3 mol/L [SO3] = 4 mol/L
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
2o Passo: Substituir na equação de equilíbrio
kc =
[SO3]2
[SO2]2 · [O2]
kc =
(4)2
(2)2 · (3)
kc =
16
12
kc =
4
3
kc =1, 33
1.5 Constante de equilíbrio químico em termos de pressão
parciais (kp)
A constante de equilíbrio em termos de pressão parcial é representada pela sigla kp e é
determinada quando pelo menos um dos componentes do equilíbrio, seja ele reagente ou
produto, está no estado gasoso.
2NO2(g) 2NO(g) + O2(g)
1.6 Relação entre kc e kp
kp = kc · (R · T )∆n
sendo que:
• kp é a constante de equilíbrio em função das pressões parciais
• kc é a constante de equilíbrio em função das concentrações
• R é a constante dos gases e utilizamos 0, 082 atm·Lmol·K quando a pressão parcial é expressa
em atm.
• T é a temperatura em Kelvin (oC + 273)
• ∆n é a variação do número de mols (mols dos produtos - mols dos reagentes) e apenas
leva em consideração os coeficientes das substâncias no estado gasoso.
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Exemplo 1.6.1
A reação abaixo:
2 SO2(g) + O2(g) 2SO3(g)
Determine kp quando a temperatura for 300 K. E kc equivale 225.
Solução:
kp = kc · (R · T )∆n
kp = 225 · (0, 082 · 300)[2−(2+1)]
kp = 225 · (0, 082 · 300)−1
kp = 225 · (24, 6)−1
kp = 225 · 0, 0406
kp = 9, 41 atm−1
1.7 Grau de Equilíbrio
O grau de equilíbrio (α) corresponde ao rendimento de uma reação química por meio da
relação entre o reagente e a quantidade de mols desse reagente.
Dessa forma, o grau de equilíbrio indica a porcentagem em mols de uma substância até
atingir o equilíbrio químico.
α =
número de mols que reagiu
número inicial de mols
O resultado do grau de equilíbrio deve ser sempre multiplicado por 100 para que seja trans-
formado em porcentagem.
Para o grau de equilíbrio, temos que:
• 0 < α < 1
• 0 < α % < 100%
Quantomaior o valor de α, maior é o caminho percorrido pela reação até chegar o equilíbrio.
Exemplo 1.7.1
Aqueceram-se 2 mol de PCℓ5 em um recipiente fechado com capacidade de 2 L. Atin-
gindo o equilíbrio, o PCℓ5 estava 40% dissociado em PCℓ3 e Cℓ2. Calcule a constante de
equilíbrio. A equação que representa o equilíbrio é:
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
PCℓ5(g) PCℓ3(g) + Cℓ2(g)
Solução:
O enunciado indica que foram adicionados 2 mol de PCℓ5 em um recipiente de 2 L.
Se, inicialmente, havia 2 mol, e 40% (0,4 mol) dele foi dissociado, pois:
α =
número de mols que reagiu
número inicial de mols
0, 4 =
número de mols que reagiu
2
número de mols que reagiu = 0, 4 · 2
número de mols que reagiu = 0, 8
PCℓ5((g) PCℓ3(g) + Cℓ2(g)
quantidade mols início 2 zero zero
quantidade que reage e se forma - 0,8 + 0,8 + 0,8
quantidade no equilíbrio 2 - 0,8 =1,2 0 + 0,8 = 0,8 0 + 0,8 = 0,8
concentração no equilíbrio Cm = 1,2mol2L Cm =
0,8mol
2L Cm =
0,8mol
2L
Cm = 0, 6 mol/L Cm 0,4 mol/L Cm 0,4 mol/L
Observe acima na tabela que dividimos os número de mols pelo volume para estimar a
concentração no equilíbrio.
2o Passo:
Agora substituímos os dados da concentração da equilíbrio na expressão do kc
kc =
[PCℓ3] · [Cℓ2]
[PCℓ5]
kc =
(0, 4) · (0, 4))
(0, 6)
kc =0, 27
1.8 Deslocamento do equilíbrio químico
O estado de equilíbrio de uma reação pode sofrer modificações em função dos fatores de
equilíbrio a que está submetido o sistema. Os fatores que provocam essa alteração são a
concentração dos participantes, a pressão e a temperatura.
O efeito provocado pela alteração de qualquer um dos fatoresde equilíbrio é regido pelo
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 10 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Princípio de Le Chatelier, que estabelece:
“Quando se exerce uma ação num sistema em equilíbrio, este se desloca no sentido da
reação que neutraliza essa ação”.
Definição
Baseado neste princípio é possível prever os efeitos de ações impostas a um sistema em
equilíbrio.
1.8.1 Influência da concentração dos participantes
Regra Geral:
Adição de uma
substância
Desloca o equilibrio no
sentido que irá consumi-la
(lado oposto)
retirada de uma
substância
Desloca o equilibrio no
sentido que irá refazê-la
(mesmo oposto)
Supondo a reação em equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
A adição de uma certa quantidade de N2(g) ao reator que contém o equilíbrio, aumentará
a concentração desta substância e isto provocará um deslocamento deste equilíbrio para a
direita (lado oposto daquele onde não ocorre variação de volume. Neste caso, a pressão não
afetará o estado de equilíbrio da reação.
1.8.2 Influência da temperatura
Regra geral:
aumento da
temperatura
Desloca o equilibrio no
sentido endotérmico
diminuição da
temperatura
Desloca o equilibrio no
sentido exotérmico
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 11 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Supondo a reação em equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) ∆H−◦ = −92 kJ mol−1
A ∆H que acompanha a equação está associada à reação direta. Portanto, a reaçãodireta
é exotérmica e a inversa é endotérmica.
N2(g) + 3H2(g)
exotérmica
endotérmica 2NH3(g)
Se a temperatura do sistema for aumentada, o equilíbrio se deslocará para a esquerda (sen-
tido endotérmico).
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Se a temperatura do sistema for diminuída, o equilíbrio se deslocará para a direita (sentido
exotérmico).
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
1.8.3 Influência da pressão
Regra geral:
aumento da
pressão
Desloca o equilibrio no
sentido menor volume
diminuição da
pressão
Desloca o equilibrio no
sentido maior volume
1.8.4 Influência do catalisador
Quando adicionamos um catalisador ao sistema, essa substância aumentará a velocidade
das reações direta e inversa, diminuindo então o tempo necessário para que o equilíbrio quí-
mico seja atingido, mas não altera a concentração das substâncias.
Agora ilustramos um exemplo da influência sob o equilíbrio químico.
Exemplo 1.8.1
Dada a reação química:
N2(g) + 3H2(g)
exotérmica
endotérmica 2NH3(g)
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 12 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
• Concentração: aumentando a quantidade de N2 na reação, o equilíbrio se desloca
para direita, formando mais produto.
• Temperatura: aumentando a temperatura, o equilíbrio se desloca para esquerda,
favorecendo a reação endotérmica (absorvendo energia) e formando mais reagen-
tes.
• Pressão: aumentando a pressão, o equilíbrio se desloca para direita, que tem
menor volume (número de mols).
1.9 Resumo Final
1.10 Exercício Resolvido
Exercício Resolvido 1
Se 1 mol de H2(g) e 1 mol de I2(g), em um recipiente de 1 litro, atingirem a condição de
equilíbrio a 500 °C, a concentração de HI no equilíbrio será: Dado: kc = 49.
H2(g) + I2(g) 2HI(g)
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
(a) 2,31.
(b) 5,42.
(c) 1,56.
(d) 3,29.
(e) 4,32.
Solução:
1o Passo: Construir a tabela de equílibrio
• Na tabela observamos que o valor −x corresponde ao que for consumido no rea-
gente para formar o produto.
• Na tabela observamos que o valor +x corresponde ao que for formado no produto.
• observe que para o 2HI corresponde a 2x, pois temos dois mols sendo formados,
devemos considerar os coeficientes estequiométricos da reação devidademente ba-
lanceada.
H2((g) + I2(g) 2HI(g)
quantidade mols início 1 1 zero
quantidade que reage e se forma −x −x +2x
quantidade no equilíbrio 1− x 1− x 2x
onsiderando que o volume é de 1 L e que kc = 49, vamos usar a expressão da constante
de equilíbrio kc para descobrir a concentração de HI. Não se esqueça do volume da
solução, neste caso foi divido por 1, pois corresponde a 1 L.
2o Passo: Escrever a expressão de equílibrio da reação e substituir os valores.
kc =
[HI]2
[H2] · [I2]
49 =
(2x)2
(1− x) · (1− x)
Fazemos a distributiva da equação acima
49 =
4x2
1− 2x+ x2
Rearranjando a equação acima teremos quer isolar o termos para chegar em uma equa-
ção de segundo grau, o denominador da fração passou multiplicando o 49 e isolamos o
4x2 e igualmos a equação a zero, obtemos:
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 14 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
45x2 − 98x+ 49 = 0
Visto que temos uma equação de 2o grau aqui, teremos que usar a fórmula de Bhaskara
para resolver:
-Fórmula geral das equações de 2o grau: ax2 + bx+ c = 0;
- Fórmula de Bhaskara:
O uso da equação de Bhaskara nos cálculos de equilíbrio químico é utilizando
quando não conhecemos a concentrações das especíes em equilíbrio
x =
−b±
√
b2 − 4 · a · C
2 · a
x =
−(−98)±
√
(−98)2 − 4 · 45 · 49
2 · 45
x =
98±
√
784
2 · 45
x =
98± 28
90
Resolvendo os termos para x1 e x2 termos:
x1 =
98 + 28
90
x1 =
126
90
x1 =+ 1.4
Note que o resultado para x1 é > 1,0 mol (não tem significado físico), pois no início
temos 1 mol e não será consumido por completo.
x2 =
98− 28
90
x2 =
70
90
x2 =0, 78
3o Passo: Agora descobrimos a concentração de HI e das espécies em equilíbrio:
[HI] = 2 · x = 2 · 0, 78= 1,56 mol/L
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
[I2] = 1− x = 1− 0, 78= 0,22 mol/L
[H2] = 1− x = 1− 0, 78= 0,22 mol/L
Note que as concentrações do equilíbrio mudam quando comparada com o início a me-
dida que a reação ocorre há mundança na concentração tanto dos reagentes quanto dos
produtos.
Como o exercício quer conhecer a concentração de HI no equlíbrio a alternativa correta
é a letra C.
1.11 Exercícios de Sala
1.1 Exercícios
1 (UFPB) Numa reação química, o equilíbrio é observado quando:
a) O número de mols dos reagentes é igual ao número de mols dos produtos.
b) A temperatura do sistema reacional fica constante
c) As velocidades das reações direta e inversa são iguais.
d) Os reagentes são totalmente consumidos.
e) As reações direta e inversa ocorrem simultaneamente.
2 (PUC-PR) O gráfico relaciona o número de mols de M e P à medida que a reação: mM +
nN pP + qQ se processa para o equilíbrio: De acordo com o gráfico, é correto afirmar:
a) em t1, a reação alcançou o equilíbrio;
b) no equilíbrio, a concentração de M é maior que a concentração de P;
c) em t2, a reação alcança o equilíbrio;
d) no equilíbrio, as concentrações de M e P são iguais;
e) em t1, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa.
3 Escreva as expressões matemáticas das constantesde equilíbrio kc e kp dos seguintes equi-
líbrios em fase gasosa.
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
a) H2(g) + I2(g) 2HI(g)
b) 2H2(g) + S2(g) 2H2S(g)
c) 2N2H4(g) + 2NO2(g) 3N2(g) + 4H2O(ℓ)
4 (FUVEST-SP) O equilíbrio de dissociação do H2S gasoso é representado pela equação
H2S(g) 2H2(g) + S2(g)
Em um recipiente de 2,0 dm3 estão em equilíbrio 1,0 mol de H2S, 0,20 mol de H2 e 0,80
mol de S2.Qual o valor da constante de equilíbrio kc?
a) 0,016
b) 0,032
c) 0,080
d) 12,5
e) 62,5
5 (UFPR) Temos representadas no gráfico as concentrações dos reagentes e produtos de uma
reação do tipo
A + B C + D
ocorrendo no sentido à direita a partir do tempo zero. Tem-se sempre [A] = [B] e [C] =
[D], estando estes valores representados no gráfico.
Calcular a constante de equilíbrio kc da reação.
6 (PUC-SP) Um mol de H2 e um mol de Br2 são colocados em um recipiente de 10 L de
capacidade, a 575 °C oC. Atingindo-se o equilíbrio, a análise do sistema mostrou que 0,20
mol de HBr está presente. Calcule o valor de kc, a 575 °C, para a reação
H2(g) + Br2(g) 2HBr(g)
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
7 Sob determinadas condições, um mol de HI gasoso encontra-se 20% dissociado em H2 e I2,
segundo a equação de reação:
2HI(g) H2(g) + I2(g)
O valor da constante de equilíbrio, kc da reação (em termos de concentrações) é, aproxi-
madamente, igual a:
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
1.12 Exercícios para serem resolvido e entreguem
1.2 Exercícios
1 Escreva as expressões da constantes de equilíbrio kc
a) 2NO(g) + 7H2(g) 2NH3(g) + 4H2O(ℓ)
b) 2 ZnS(s) + 3O2(g) 2ZnO(s) + 2SO2(g)
c) C6H5COOH(aq) −−⇀↽−− C6H5COO–(aq) + H+(aq)
2 O tetracloreto de carbono CS2 pode ser produzido por meio de uma reação a seguir:
CS2(g) + 3Cℓ2(g) S2Cℓ2(g) + CCℓ4(g)
suponha que 1,2 mol de CS2 e 3,6 mol de Cℓ2 sejam colocados em um frasco de 1,00 L.
Depois de estabelecido o equilíbrio, a mistura contém 0,90 mol de CCℓ4. Calcule o valor de
kc.
3 Um recipiente reacional contémNH3, N2 e H2 em equilíbrio a uma dada temperatura. As
concentrações em equilíbrio são [NH3]=0,25 M, [N2]=0,20 M e [H2]=2,50 M. Calcule a
constante de equilíbrio (kc) para a reação representada por
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 19 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
4 O brometo de carbonila decompõe-se em monóxido de carbono e bromo:
COBr2(g) CO(g) + Br2(g)
o valor de kc é 0,190 a 73 °C. Se coloca 0,500 mol de COBr2 em um frasco de 2,00 L e se
aquece. Quais serão as concentrações no equilíbrio de COBr2, CO e Br2? Que percentagem
do COBr2 original se decompõe nessa temperatura?
. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 20 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
	Equilíbrio Químico
	Reações Químicas Reversíveis
	Gráficos de Equilíbrio Químico
	Velocidade x tempo
	Concentração x tempo
	Tipos de Equilíbrio Químico
	Sistemas homogêneos
	Sistemas heterogêneos
	Constante de equilíbrio químico (kc) em termos de concentração
	Constante de equilíbrio químico em termos de pressão parciais (kp)
	Relação entre kc e kp
	Grau de Equilíbrio
	Deslocamento do equilíbrio químico
	Influência da concentração dos participantes
	Influência da temperatura
	Influência da pressão
	Influência do catalisador
	Resumo Final
	Exercício Resolvido
	Exercícios de Sala
	Exercícios para serem resolvido e entreguem