Fundamentos química analítica farmacêutica

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Fundamentos da Química Analítica Farmacêutica
Aula 03: Equilíbrio Químico
Apresentação
A palavra equilíbrio nos leva a pensar em alguma coisa estável, constante e com pouca ou nenhuma oscilação. Na física,
um sistema está em equilíbrio quando as forças que agem sobre ele se compensam, anulando uma a outra
simultaneamente. É o que acontece quando puxamos as duas extremidades de uma corda com exatamente a mesma
força, em sentidos opostos: A posição da corda não muda.
Este é um equilíbrio estático. Diferente desta situação, o equilíbrio nos processos químicos reversíveis é atingido de
maneira dinâmica. Isso quer dizer que, em uma reação reversível que atingiu o equilíbrio, as transformações de reagentes
em produtos ocorrem na mesma velocidade das transformações de produtos em reagentes.
Nesta aula, analisaremos os processos reversíveis e o conceito de equilíbrio químico. Estudaremos, também, de�nições,
cálculos e aplicações relacionados à constante de equilíbrio químico e sua expressão matemática.
Objetivos
Classi�car os processos reversíveis equilíbrio químico e constante de equilíbrio químico, a partir da equação
balanceada de reações reversíveis.
Analisar propriedades e aplicações das constantes de equilíbrio químico e de�nir equilíbrios químicos heterogêneos.
Processos reversíveis
 Fonte: Shutterstock
Antes de iniciarmos o estudo dos processos reversíveis, você precisa recordar o conceito de reação química .
Pensar de forma super�cial no conceito reações químicas nos dá a ideia de que estes fenômenos acontecem em uma única
direção: Reagentes formando produtos. Mas, na realidade, o processo de transformação da matéria é mais complexo.
Em princípio, todas as reações químicas são processos reversíveis e muitas levam à conversão parcial dos reagentes em
produtos.
São consideradas reações reversíveis, ou processos reversíveis, aquelas em que, além dos reagentes serem transformados em
produtos, os produtos da reação, ao interagirem entre si, são convertidos em reagentes.
Figura 1: Estalactites | Fonte: Shutterstock
Muitos processos na natureza são dependentes da
reversibilidade de reações químicas, como, por exemplo, a
formação das estalactites.
As estalactites (Figura 1) são formações rochosas (rochas
sedimentares quimiogênicas) originadas no teto de grutas e
cavernas de calcário. Este tipo de formação tem por
característica crescer pela deposição lenta (por anos, ou
décadas) e gradativa de CaCO – também chamado de
calcita.
3
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0300/aula3.html
A calcita é um composto pouco solúvel em água presente nos depósitos subterrâneos na forma de calcário.
Quando a água que atravessa o calcário das cavernas é rica em CO dissolvido, acontece uma dissolução parcial do CaCO ,
gerando o composto solúvel bicarbonato de cálcio (Ca(HCO ) ).
Esse fenômeno é representado, quimicamente, por:
2 3
3 2
CaCO + CO + H O  Ca(HCO ) (Equação 1)3(s) 2(g) 2 (1) 3 2(aq)
Quando esta solução alcança o interior da caverna, acontece a reação inversa. Como a pressão é menor, parte do bicarbonato
de cálcio é convertido em CO e em carbonato de cálcio (Equação 2), que é depositado ao redor da fenda.2
Ca(HCO )  CaCO + CO + H O (Equação 2)3 2(aq) 3(s) 2(g) 2 (1)
Saiba mais
A água que pinga das estalactites faz com que haja depósito de carbonato de cálcio também no chão. O acúmulo de calcita no
chão das cavernas forma uma estrutura cônica, de composição semelhantes às estalactites, chamadas de estalagmites.
Geralmente, estalactites e estalagmites são encontradas em pares e, por vezes, crescem uma em direção à outra, formando
grandes colunas.
Veja na Figura 2 um esquema ilustrativo que relaciona os
fenômenos da formação das estalactites/estalagmites e as
reações químicas envolvidas neste processo.
Figura 2: Fenômenos e reações envolvidas na formação de estalactites e estalagmites
| Fonte: Solo na Escola
Figura 3: Equilíbrio químico entre N2O4 e NO2 | Fonte: Brown, 2015 - adaptado
Equilíbrio Químico
Um outro conceito atrelado às reações reversíveis é o de
Equilíbrio Químico. Isso porque todo processo reversível
tende ao estado de equilíbrio químico.
Podemos de�nir o equilíbrio químico como uma condição
alcançada pela reação química quando as proporções
entre as quantidades de produtos e reagentes de um
sistema fechado se mantém constantes ao longo do
tempo.
Para discutir este conceito, vamos analisar a reação de
conversão do N O em NO , ilustrada na Figura 3.2 4 2
O primeiro tubo contém uma amostra do N O congelado. Com o aumento da temperatura, o N O sólido vai se transformando
em um gás incolor. Gradativamente, o interior do tubo torna-se marrom à medida que o gás N O (incolor) é convertido em gás
NO (marrom), até o momento que não é mais possível observarmos mudança na coloração.
Apesar de ainda existirem moléculas do reagente (N O ) no tubo, a cor permanece constante, pois o equilíbrio químico foi
alcançado.
O equilíbrio dinâmico da reação é representado pela equação abaixo:
2 4 2 4
2 4
2
2 4
N O ⇋ 2NO2 4(g) 2(g)
javascript:void(0);
Uma vez que o equilíbrio químico desta reação é atingido, temos uma mistura de moléculas N O e NO em quantidades
constantes, ao longo do tempo, se o sistema se mantiver fechado.
O equilíbrio entre as quantidades de reagentes e produtos só é atingido porque a reação é reversível. Ou seja, N O é
convertido em NO , na mesma taxa em que NO se transforma em N O .
Agora, vamos analisar este equilíbrio na perspectiva da cinética de reação. Retomando como exemplo o equilíbrio químico
entre N O e NO , vamos considerar:
2 4 2
2 4
2 2 2 4
2 4 2
REAÇÃO DIRETA
Decomposição do N O2 4
REAÇÃO INVERSA
A reação de formação de
N O a partir do NO2 4 2
Essas duas reações são REAÇÕES ELEMENTARES.
As velocidades de reações elementares são obtidas a partir de suas equações químicas e descritas por:
Reação direta: N O 2NO      velocidade = k x [N O ]
Reação inversa: 2NO  N O      velocidade = k x [NO ]
2 4(g) 2(g) d d 2 4
2(g) 2 4(g) i i 2
2
Como já visto anteriormente, quando a reação atinge o equilíbrio químico, a conversão do reagente em produto acontece com a
mesma velocidade em que a quantidade produto é convertido  em reagentes.
Logo, velocidade  = velocidaded i 
Substituindo as equações das
velocidades direta e inversa, temos:
k x [N O ]  =  k x [NO ]d 2 4 i 2 2
Se rearranjarmos as equações isolando de um lado do sinal
de igualdade as constantes de velocidade (k e k ), e do
outro as concentrações dos produtos e reagentes, teremos
a seguinte equação:
d i kd
ki
=
NO2 ]
2
N2O4
= K
[
[ ]
Na equação matemática acima podemos observar que existe uma razão entre duas constantes (k /k ) que dão origem à uma
nova constante: A constante de equilíbrio químico, representada pela letra K. Falaremos desta constante com detalhes mais
adiante.
Podemos veri�car também que, no equilíbrio, a razão entre a quantidade de produtos e reagentes, elevada aos seus respectivos
coe�cientes de reação, é igual à constante de equilíbrio.
d i
Atenção
É importante que você tenha sempre em mente que o fato das quantidades de reagentes e produtos serem constantes no
equilíbrio químico não quer dizer que as reações diretas e inversas deixam de acontecer. Ao contrário, o que observamos é um
equilíbrio dinâmico, no qual reagentes são transformados em produtos e produtos são transformados em reagentes, na
mesma velocidade.
Vamos analisar os grá�cos ilustrados na Figura 4 para a reação de decomposição do N O .2 4
 Figura 4: Previsão de equilíbrio químico alcançado pela reação | Fonte: Brown, 2015 – adaptado.
Figura 4a
Na Figura 4a, vemos o
comportamento das
concentrações de reagentes e
produtos ao longo do tempo.
Nesse grá�co, podemos observar
que a quantidade de reagente
(linha azul) diminui ao longo do
tempo até que a reação atinja o
equilíbrio químico, quando não
sofre mais alteração.
Isso acontece porque moléculas
de reagentes são convertidas em
produto. Como consequência,
moléculas de produtos são
gradativamenteformadas, o que
faz com que sua concentração
aumente ao longo do tempo, até
que o equilíbrio químico seja
atingido.
Perceba que, a partir do
momento em que a reação está
em equilíbrio, não há mais
variação nas concentrações de
produtos ou reagentes.
Figura 4b
Na Figura 4b, podemos observar
o que acontece com as
velocidades das reações direta e
inversa ao longo do tempo.
O valor da velocidade direta
depende das concentrações dos
reagentes. Como as moléculas
de reagente são consumidas
para que o produto seja formado,
a velocidade direta diminui ao
longo do tempo, até o momento
em que se iguala com a
velocidade de reação inversa.
Por outro lado, à medida que a
concentração de produto cresce,
a velocidade da reação inversa
também aumenta, até que se
iguale à reação direta.
Atenção
Para seguirmos em frente com o estudo sobre o equilíbrio químico, você deve �xar os seguintes conceitos aprendidos nesse
tópico:
a) No equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos são constantes e as velocidades das reações direta e inversa são
iguais.
b) O equilíbrio químico só é alcançado em sistemas fechados – nem moléculas de reagentes nem moléculas de produtos
podem escapar do sistema.
c) No equilíbrio químico, a razão entre as quantidades de produtos e de reagentes elevadas aos seus respectivos coe�cientes
de reação, a uma determinada temperatura, resulta no valor de uma constante (K). Esta constante corresponde à razão entre
as constantes de velocidade das reações direta e inversa (k /k ).d i
Constante de Equilíbrio Químico (K)
Vimos que as reações reversíveis, em um sistema fechado, alcançam o estado de equilíbrio químico, independentemente, da
complexidade ou do processo cinético da reação. Considere a síntese da amônia, a partir dos gases nitrogênio (N ) e
hidrogênio (H ), representada pela seguinte equação balanceada:
2
2
N + 3H ⇋ 2NH2(g) 2(g) 3(g)
Esta reação é a base para o processo de Haber . Em um sistema fechado, ao atingir o equilíbrio, encontramos uma mistura
das três espécies (N , H e NH ).
Nos grá�cos ilustrados na Figura 5, observe que o mesmo equilíbrio químico é atingido independentemente de os reagentes da
reação serem N e H ou NH .
2 2 3
2 2 3
 Figura 5: O equilíbrio químico | Fonte: Brown, 2015 – adaptado
Para a reação de formação da amônia, ou qualquer outra reação reversível, podemos escrever uma expressão matemática que
relaciona a concentração de produtos e reagentes no equilíbrio, segundo a lei de ação das massas.
A lei de ação das massas estabelece a relação entre reagentes e produtos de um processo reversível. Vamos admitir a
seguinte reação geral, devidamente balanceada.
aA+bB⇋cC+dD
Em que: 
A, B, C e D são as espécies químicas envolvidas no equilíbrio; 
a, b, c e d são os coe�cientes estequiométricos da equação química balanceada.
Levando em consideração as quantidades de reagentes e produtos expressas em termos de concentração molar, a lei de ação
das massas prevê a seguinte expressão:
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0300/aula3.html
Kc =
C ]c . D ]d
A ]a . B ]b
[ [
[ [
Esta relação é denominada expressão da constante do equilíbrio químico, ou apenas expressão do equilíbrio. O valor de K é
obtido quando usamos as concentrações molares de todas as espécies envolvidas no processo, no momento em que a reação
atinge o equilíbrio químico. 
Atenção
A letra c subscrita próxima ao K indica que a quantidade de reagentes e produtos é expressa em concentração molar. A
constante de equilíbrio químico pode receber outros nomes especí�cos, dependendo do tipo de equilíbrio, e também será
identi�cada por letras subscritas.
Veja que o numerador da expressão do equilíbrio é calculado pela multiplicação das concentrações de todas as espécies
químicas presentes no lado dos produtos da reação, elevadas aos seus respectivos coe�cientes estequiométricos. De maneira
semelhante, o denominador é constituído pela multiplicação das concentrações de todas as espécies que estão do lado dos
reagentes, elevadas aos seus coe�cientes.
Aplicando este conceito ao processo de Haber, a expressão da constante de equilíbrio químico da reação é dada por:
Kc =
NH3 ]
2
N2 . H2 ]
3
[
[ ] [
A partir do momento em que temos uma reação em equilíbrio químico e conhecemos a sua equação química balanceada, é
possível escrevermos a expressão da constante de equilíbrio e determinarmos seu valor.
Atenção
É importante destacar que a expressão da constante de equilíbrio químico de uma reação, à determinada temperatura, depende
da estequiometria, e não do mecanismo da reação.
Observe no documento Exemplos a construção das expressões do equilíbrio químico, em termos das concentrações molares,
de algumas reações.
javascript:void(0);
Constante de equilíbrio químico em termos de pressão (K )
Até o momento, só consideramos a quantidade de reagentes e produtos em termos de concentração molar. Porém, no caso de
sistemas gasosos, podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio químico em termos de pressão parcial.
Se usarmos esta denotação, as quantidades de reagentes e produtos serão expressas por suas pressões parciais, em
atmosferas (atm), e o K virá acompanhado da letra p subscrita (K ).
Neste caso, a expressão da constante de equilíbrio para equação geral:
p
p
aA + bB ⇋ cC+dD
será:
Kp =
PC )
c . PD )
d
PA )
a . PB )
b
( (
( (
Em que P , P , P e P são as pressões atmosféricas de A, B, C e D, respectivamente, em atmosfera (atm).
Veja como �ca a expressão da constante de equilíbrio químico do processo de Haber, em termos de pressão:
A B C D
N2 ( g ) + 3H2 ( g ) ⇋ 2NH3 ( g )Kp =
PNH3 )
2
PN2 . PH2 )
3
(
( ) (
É muito importante ressaltar que, mesmo que K e K sejam constantes para uma dada reação reversível, não são
necessariamente iguais. Entretanto, as duas são facilmente relacionadas utilizando a equação dos gases ideais:
c p
PV = nRT
Em que: 
P = pressão parcial, em atmosferas (atm) 
V = volume, em litros (L) 
n = número de mol 
R = 0,0821 atm.L/mol.K 
T = temperatura, em Kelvin (K)
Se rearranjarmos essa equação colocando em evidência a pressão parcial (P), veremos que:
P = 
n . R . T 
v =
n
v . RT
Considerando que o número de mols dividido pelo volume do recipiente (n/V) corresponde à concentração molar, e se
substituirmos esta expressão para cada componente da expressão da constante de equilíbrio químico, em termos de K ,
teremos a seguinte relação:
p
Kp = KC. RT)
Δn(
Em que Δn é a diferença entre o somatório de mols das espécies químicas no lado dos produtos e o somatório de mols das
espécies químicas presentes no lado dos reagentes que estão no estado gasoso, calculada a partir da equação balanceada.
Δn = número de mols de produtos − número de mols de reagentes
Exemplo
Acesse o documento Exemplos para entender na prática.
Propriedades e Aplicações de Constantes de Equilíbrio
Vejamos algumas propriedades e aplicações importantes das constantes de equilíbrio químico.
javascript:void(0);
Clique nos botões para ver as informações.
A ordem de grandeza da constante de equilíbrio de uma reação é um importante dado sobre a composição da mistura do
sistema quando a reação atinge o equilíbrio químico. Considere, por exemplo, expressão da constante para a reação de
formação do trióxido de enxofre (SO ) a partir do dióxido de enxofre (SO ) e gás oxigênio (O ):
2SO2 ( g ) + O2 ( g ) ⇋ 2SO3 ( g )Kp =
PSO3 )
2
PO2 . PSO2 )
2
= 2, 5. 109
Observe que o valor de K é muito grande. Analisando esta expressão na perspectiva matemática, vemos que este
resultado só é possível porque o valor numérico do numerador é muito maior que o valor do numerador.
Como na expressão da constante de equilíbrio os produtos da reação constituem o numerador da fração, podemos
a�rmar que, no equilíbrio, o SO (produto) é a espécie que está em maior quantidade.
Veja este outro exemplo:
A decomposição do ácido bromídrico (HBr) nos gases hidrogênio (H ) e bromo (Br ) tem K = 5,8 x 10 , segundo o
equilíbrio abaixo:
2HBr ( g ) ⇋ H2 ( g ) + Br2 ( g )Kp =
PH2. PBr2
PHBr )
2
= 5, 8x10 − 18
O valor de Kc é muito pequeno, indicando que, no equilíbrio, a quantidade de HBr é muito maior do que as quantidades de
H e Br .
Nos casos em que o valor de K é muito grande, dizemos que o equilíbrio é deslocado para a direita. Por outro lado,
quando o valor de K é muito pequeno, podemos dizer que o equilíbrio é deslocado para a esquerda.
Resumindo: 
Se K>>> 1, então os produtos são as espécies predominantes no equilíbrio (o equilíbrio está deslocado para a direita). Se
K<<< 1, então os reagentes são as espécies predominantes no equilíbrio (o equilíbrio está deslocado para a esquerda).
IMPORTANTE: quando a reação alcança o equilíbrio químico, as quantidades de produtos e reagentes permanecem
constantes.
Ordem de Grandeza da Constante de equilíbrio 
3 2 2
(
( ) (
p
3
2 2 c
-18
( ) ( )
(
2 2
Voltemos ao exemplo da decomposição do N O em NO , a 100 C .
N2O4 ( g ) ⇋ 2NO2 ( g ) Kc =
NO2 ]
2
N2O4
= 0, 212
Podemos escrever o mesmo equilíbrio em termos da reação inversa, ou seja, vamos considerar NO como reagente e o
N O como produto.
2NO ⇋ N O
Consequentemente, a expressão da constante de equilíbrio e o valor de K serão invertidos.
Kc =
N2O4
NO2 ]
2
=
1
0 , 212 = 4, 72
Dizemos que a equação N O ⇋2NO é recíproca (ou inversa) da equação 2NO ⇋ N O .
Como consequência, em um processo reversível, a expressão da constante de equilíbrio da reação direta é sempre
recíproca (ou inversa) da expressão da constante de equilíbrio da reação inversa.
É importante ressaltar que ambas as constantes são válidas. Porém, para podermos indicar o valor numérico de K para o
sistema em equilíbrio N O /NO , é preciso que a equação balanceada da reação seja descrita. Além disso, a temperatura
na qual a reação acontece também deve ser descrita.
Constante da Reação Inversa 
2 4 2
°
[
[ ]
2
2 4
2(g) 2 4(g)
c
[ ]
[
2 4(g) 2(g) 2(g) 2 4(g)
c
2 4 2
Os coe�cientes estequiométricos podem ter valores diferentes quando a equação é multiplicada ou dividida por um
número. Por exemplo, se a equação N O ⇋2NO for multiplicada por 2, todos os coe�cientes serão multiplicados por
dois:
2N O ⇋ 4NO
Esta reação está corretamente balanceada. Consequentemente, podemos considerar sua expressão da constante de
equilíbrio químico como sendo:
Kc =
NO2 ]
4
N2O4 ]
2
Observe que a expressão da constante da equação 2N O ⇋ 4NO é equivalente à expressão da constante da
equação 2NO ⇋ N O elevada ao quadrado. Logo, o valor da constante expressa na equação XXX também será
elevado à segunda potência.
Se, a 100 °C, K para 2NO ⇋ N O é 0,212, para 2N O ⇋4NO K = (0,212) = 0,0449.
Sobre este tópico, dois pontos precisam ser ressaltados:
a) Todo valor K deve vir acompanhado da temperatura e de sua respectiva equação química balanceada, uma vez que é
por meio dela que a expressão da constante de equilíbrio químico pode ser descrita; 
b) As quantidades de produtos e reagentes no equilíbrio não se alteram, independentemente da forma como a equação
química foi escrita. Os valores das constantes de equilíbrio para um mesmo sistema com coe�cientes distintos são
diferentes porque os expoentes da expressão da constante de equilíbrio químico são distintos.
Relação entre Constante de Equilíbrio e os coe�cientes estequiométricos 
2 4(g) 2(g)
2 4(g) 2(g)
[
[
2 4(g) 2(g)
2(g) 2 4(g)
c 2(g) 2 4(g) 2 4(g) 2(g) c
2
c
A equação química de uma reação pode ser construída a partir da soma de outras equações químicas, como descreve a
lei de Hess. A reação química que é o somatório de outras reações é denominada reação global.
Seguindo esta mesma ideia, podemos calcular a constante de equilíbrio determinada reação global se conhecermos as
constantes das outras reações, cujo somatório gera esta reação global.
Para calcular a constante de equilíbrio da reação global, devemos multiplicar as constantes de equilíbrio das reações que
foram somadas.
Veja, como exemplo, as reações abaixo, suas respectivas expressões de constante de equilíbrio e valores da constante de
equilíbrio, a 373 K.
Reação1: 2NOBr ( g ) ⇋ Br2 ( g ) + 2NO ( g ) Kc1 =
Br2 . NO ]
2
NOBr ]2
= 0, 014
Reação 2: Br2 ( g ) + Cl2 ( g ) ⇋ 2BrCl ( g ) Kc2 =
BrCl ]2
Br2 . Cl2
= 7, 2
Reação 3 reação global : 2NOBr ( g ) + Cl2 ( g ) ⇋ 2BrCl ( g ) + 2NO ( g ) Kc3 =
BrCl ]2 . NO ]2
NOBr ]2 . Cl2
Neste caso, a constante de equilíbrio da reação 3 é o produto das constantes das reações 1 e 2. Multiplicando as
expressões das constantes das reações 1 e 2 temos exatamente a expressão da constante da reação 3
Kc3 = Kc1. Kc2 =
Br2 . NO ]
2
NOBr ]2
.
BrCl ]2
Br2 . Cl2
=
BrCl ]2 . NO ]2
NOBr ]2 . Cl2
Kc3 = Kc1. Kc2 = 0, 014. 7, 2 = 0, 10
De maneira semelhante, se multiplicarmos os valores das constantes das reações 1 e 2 teremos o valor da constante da
reação 3.
Constante de equilíbrio para uma equação química global 
[ ] [
[
[
[ ] [ ]
( ) [ [[ [ ]
[ ] [
[
[
[ ] [ ]
[ [
[ [ ]
Equilíbrio Heterogêneo
Os equilíbrios químicos em que todas as espécies químicas estão na mesma fase ou estado físico da matéria são
denominados Equilíbrios Homogêneos. Reações em que todas as substâncias envolvidas são gases são exemplos de
equilíbrios homogêneos. Nesta aula, já vimos alguns exemplos de sistemas homogêneos.
Entretanto, em certas reações, as espécies envolvidas estão em fases diferentes, como, por exemplo, na decomposição do
carbonato de cálcio (CaCO ).3
CaCo ⇋ CaO + CO3(s) (s) 2(g)
Estes tipos de equilíbrios são denominados Equilíbrio Heterogêneo .
Outros exemplos de equilíbrio químico são descritos a seguir:
AgCl ⇋ Ag + Cl
H O ⇋ H O
(s)
 + 
(aq)
−
(aq)
2 (l) 2 (g)
Mas como devemos escrever a expressão da constante e calcular a constante de equilíbrio químico para sistemas
heterogêneos?
A expressão da constante de equilíbrio químico para sistemas heterogêneos não deve conter substâncias no estado sólido ou
líquidos puros.
Isso pode ser explicado de duas formas:
01 A primeira explicação possível está no fato dos valores das concentrações de sólidos e de líquidos puros serem iguaisà densidade da substância, ou seja, permanece constante ao longo da reação.
02
A segunda justi�cativa está no cálculo das atividades das substâncias. Como vimos anteriormente, a atividade de uma
substância é calculada pela sua concentração (ou pressão parcial) dividida por um valor de referência. Para
substâncias químicas sólidas ou líquidos puros, este valor de referência é a sua própria concentração, ou seja, a
atividade será igual a 1.
Veja as expressões das constantes para os equilíbrios heterogêneos apresentados anteriormente:
CaCo ⇋CaO + CO   K =(P )3(s) (s) 2(g) P CO2
Neste caso, a constante de equilíbrio químico só depende da temperatura e da pressão parcial do CO .2
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0300/aula3.html
AgCl ⇋ Ag + Cl   K =[Ag ]. [Cl ](s) (aq)+ (aq)− c + −
Perceba que a constante de equilíbrio químico não depende da concentração do reagente.
H O ⇋ H O   K =[H O] ou K =(P )2 (l) 2 (g) c 2 P H O2
A constante de equilíbrio da vaporização da água depende apenas da pressão de vapor da água no estado de vapor. A água no
estado líquido não faz parte da expressão da constante de equilíbrio, pois é um líquido puro.
Atividades
1. Para uma reação em equilíbrio químico, é correto a�rmar que:
a) As concentrações de produtos e reagentes são iguais.
b) A constante da velocidade da reação direta (k ) é igual à constante de velocidade da reação inversa (k ).d i
c) As velocidades das reações direta e inversa são iguais.
d) A constante de equilíbrio químico é menor do que 1 quando, no equilíbrio, a quantidade de produtos é maior do que a quantidade de
reagente.
e) O valor da constante de equilíbrio químico independe da temperatura.
2. Para a reação Cd + 4Br ⇋ CdBr qual é a expressão da constante de equilíbrio correta?(aq)2+ (aq)− 4(aq)2−
a) Kc =
CdBr2 -4
Cd2 + . Br −
[ ]
[ ] [ ]
b) Kc =
CdBr2 -4
Cd2 + . Br −
4
[ ]
[ ] [ ]
c) Kc =
Cd2 + . Br −
4
CdBr2 -4
[ ] [ ]
[ ]
d) Kc=
CdBr4
2 −
Cd2 -4 + Br
- 4
[ ]
[ ] [ ]
e) Kc =
Cd2 + . 4 Br −
CdBr2 -4
[ ) ] [ ]
[ ]
3. Se para a reação PCl ⇋PCl + Cl , a constante de equilíbrio é K = 1,1 x 10 a 400 K, a constante de equilíbrio para a
reação PCl + Cl ⇋ PCl é:
5(g) 3(g) 2(g) c
-2
3(g) 2(g) 5(g)
a) 90,91
b) 1,21 x 10-2
c) 1,1 x 10-2
d) 1,21 x 10-4
e) 9,1
4. Dada as reações:
Reação 1:  2HF   ⇋  2H   +  2F       K   =  4,62 . 10
Reação 2:  2H   +  C O   ⇋  H C O       K   =  2,63 . 10
O valor de K para a reação:
Reação 3:  HF   +  C O   ⇋  F   +  H C O
(aq) (aq)
+
(aq)
−
C1
−7
(aq)
+
2 4(aq)
2−
2 2 4(aq) C2
5
c
(aq) 2 4(aq)
2−
(aq)
−
2 2 4(aq)
a) 12,15
b) 1,76 x 10-12
c) 2,63 x 105
d) 0,121
e) 4,62 x 10-7
5. A alternativa que contém a expressão da constante de equilíbrio químico (K ) para o equilíbrio químico heterogêneo CO +
H ⇋CO + H O é:
c 2(g)
2(g) (g) 2 (l)
a) Kc =
CO . H2O
CO2 H2
[ ] [ ]
[ ] [ ]
b) Kc =
CO2 H2
CO . H2O
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c) Kc =
[ CO ]
CO2 H2[ ] [ ]
d) Kc =
H2O
CO2 H2
[ ]
[ ] [ ]
e) Kc =
CO2 H2
[ CO ]
[ ] [ ]
Notas
Reação química
Reações químicas são processos de transformações químicas da matéria em que uma ou mais substâncias são convertidas
em outras. Nas reações, as espécies químicas iniciais (as que sofrem transformação) são denominadas reagentes, enquanto
as substâncias geradas (aquelas que surgem após a transformação da matéria) são denominadas produtos.
Processo de Haber
O processo de Haber, ou processo de Haber-Bosch, é um procedimento de obtenção de NH utilizando como reagentes o N
(diazoto) e o H . A elaboração deste processo, muito empregado na indústria, rendeu a Fritz Haber (1868 – 1934) e Carl Bosch
(1874 – 1940) o prêmio Nobel de química nos anos de 1918 e 1931.
Antes mesmo da Revolução Industrial já havia um consenso entre os agricultores sobre a importância da fertilização do solo
para que a produção agrícola acompanhasse a crescente demanda por alimentos que surgia com o aumento da população.
No século XVIII, um químico chamado Justus von Liebig (1803-1873) demonstrou a importância do nitrogênio para a adubação
do solo. Até então, os poucos fertilizantes naturais conhecidos eram caros e de difícil acesso. Surge daí a necessidade de um
processo para capturar N2 atmosférico e transformá-lo em uma substância que pudesse ser usada como fertilizante.
O NH , seria esta substância pois, além de útil para agricultura, poderia também ser utilizado como percursor do ácido nítrico,
que é uma substância empregada na produção de explosivos, tais como a pólvora e o TNT (trinitro glicerina). Em 1909, Haber
conseguiu desenvolver um processo de laboratório para �xar o N do ar. Essa descoberta despertou o interesse tanto
econômico como militar.
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Equilíbrio Heterogêneo
Equilíbrio Heterogêneo é aquele que apresenta uma ou mais substâncias químicas em diferentes estados físicos da matéria.
Referências
BROWN, T.L. et al. Química: a ciência central. 13.ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 2015.
HAGE, D.S.; CARR, J.D. Química analítica e análise quantitativa. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2012.
SKOOG, D.A. et al. Fundamentos de Química Analítica, 9.ed. São Paulo: Cengage Learning, 2015.
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Cálculo de K e K ;
Aplicações das constantes de equilíbrio;
Princípio de Le Chatelier.
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