Aula 4 - FQ - Equilíbrio Químico

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Equilíbrio químico é o nome dado ao ramo da Físico-Química que estuda toda 
e qualquer reação reversível, na qual existem duas reações possíveis, uma direta 
(em que os reagentes transformam-se em produtos) e uma inversa (em que os 
produtos transformam-se em reagentes). Essas reações apresentam a mesma 
velocidade. 
 
Equação que representa uma reação que possui equilíbrio químico. 
1- Resumo de 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 envolver a hidrólise salina. 
 Se a solução é formada por ácido ou base fraca, juntamente com um sal, forma-
se uma solução-tampão. 
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2- Introdução sobre equilíbrio químico 
Toda reação química possui uma velocidade. No caso das reações reversíveis, a 
reação direta tem a sua, enquanto a indireta tem a dela. O processo só entrará 
em equilíbrio químico quando as duas velocidades tornarem-se absolutamente 
iguais. 
 
Representação das velocidades das reações de um processo reversível. 
3- Condições para ocorrência de um equilíbrio químico 
Conforme exposto, um equilíbrio químico só ocorrerá: 
 Se a reação for reversível; 
 Quando a velocidade da reação direta for igual à da reação inversa; 
 Se a reação ocorrer em ambiente fechado (no caso de gases). 
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Mapa mental: Equilíbrio químico 
 
 
4- Gráfico de equilíbrio químico 
O gráfico de equilíbrio químico apresenta sempre as mesmas variáveis: tempo, 
no eixo x, e concentração em mol/L, no eixo y. Qualquer curva descendente 
pertence a um reagente, e qualquer curva ascendente pertence a um produto. 
Variáveis de um gráfico de equilíbrio químico. 
 
Identificamos uma situação de equilíbrio quando as curvas presentes no gráfico 
tornam-se horizontais em relação ao eixo da concentração. 
 
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Situação de equilíbrio em um gráfico. 
 
5- Exemplos de equilíbrios químicos 
Abaixo, seguem exemplos de equilíbrios químicos: 
Exemplo 1: Equilíbrio gasoso. 
 
Exemplo 2: Equilíbrio com participante sólido. 
 
 
 
 
 
 
 
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Exemplo 3: Equilíbrio com participante dissolvido em água (meio aquoso). 
 
 
Exemplo 4: Equilíbrio com participante líquido. 
 
6- Constante de equilíbrio químico em termos de concentração 
Constante de equilíbrio em termos de concentração (mol/L) ou 
simplesmente Kc 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: 
 
O Kc desse equilíbrio terá no numerador a multiplicação entre as concentrações 
dos produtos (C e D). No denominador, teremos a multiplicação entre as 
concentrações dos reagentes (A e B). Todos as concentrações deverão ser 
elevadas aos seus respectivos coeficientes estequiométricos (a, b, c, d). 
 
Agora, observe o equilíbrio com participantes gasosos abaixo: 
 
 
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A expressão da constante de equilíbrio (Kc) para essa reação será: 
 
Expressão do Kc do equilíbrio. 
Obs.: os participantes no estado sólido são sempre constantes, por isso, não 
participam da expressão do Kc. 
 
Como o Al2O3 e o Al são sólidos, não entrarão na expressão do Kc. Em suas 
posições, colocamos o número 1. 
 
Exemplo: 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: 
 
A constante de equilíbrio (Kc) desse equilíbrio, nas condições da experiência, 
será numericamente igual a: 
a) 0,125 
b) 0,25 
c) 1 
d) 4 
e) 8 
Para fazermos os cálculos, colocamos os valores das concentrações de cada um 
dos participantes na expressão do Kc: 
Kc = [NO2]2 
 [N2O4] 
Kc = (2)2 
 0,5 
Kc = 8 mol/L 
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Resposta: Letra e 
 
7- Constante de equilíbrio químico em termos de pressão 
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. 
 
Equação de reação com componente gasoso. 
Para expressar a constante Kp desse equilíbrio, seguimos o mesmo princípio da 
determinação do Kc, ou seja, produtos no numerador e reagentes no 
denominador. 
 
Expressão do Kp do equilíbrio gasoso. 
O cálculo da expressão do equilíbrio Kp segue como realizado anteriormente 
com o Kc. A única diferença é que utilizamos as pressões parciais dos 
participantes em vez de usarmos a concentração em mol/L. 
 
8- Grau de equilíbrio 
Representado pela sigla α, o grau de equilíbrio indica a quantidade, em 
porcentagem (%), de matéria do reagente que reagiu durante a reação. Para 
calculá-lo, devemos utilizar a seguinte expressão: 
 
O resultado do grau de equilíbrio deve ser sempre multiplicado por 100 para que 
seja transformado em porcentagem. 
Exemplo: Aqueceram-se 2 mol de PCℓ5 em um recipiente fechado com 
capacidade de 2 L. Atingindo o equilíbrio, o PCℓ5 estava 40% dissociado em 
PCℓ3 e Cℓ2. Calcule a constante de equilíbrio. 
A equação que representa o equilíbrio é: 
 
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O enunciado indica que foram adicionados 2 mol de PCl5 em um recipiente de 
2L. Logo, sua concentração é de 1 mol/L. 
Se, inicialmente, havia 1 mol/L, e 40% (0,4) dele foi dissociado: 
α = Concentração que reagiu 
 Concentração inicial 
0,4 = Concentração que reagiu 
 1 
Concentração que reagiu = 0,4 mol/L 
De acordo com a equação, a estequiometria dela é de 1:1:1. Logo, o que reage 
é o que forma no produto. Assim, foram formados 0,4 mol/L de PCl3 e 0,4 mol/L 
Cl2. Com relação ao PCl5 é diferente: no início tínhamos 1 mol/L e reagiu 0,4 
mol/L. Logo, sobraram 0,6 mol/L. 
Por fim, basta utilizarmos os valores para realizar o cálculo do Kc: 
Kc = [PCl3].[Cl2] 
 [PCl5] 
Kc = 0,4 . 0,4 
 0,6 
Kc = 0,26 mol/L (aproximadamente) 
 
9- Constante de ionização 
A constante de ionização (representada pelas siglas Ki, Ka, Kb, Kd) é a relação 
estabelecida entre eletrólito (ácido ou base) dissolvido em água e os íons 
liberados. 
Quando um ácido (HX) é dissolvido em água, sofre ionização, produzindo o 
cátion hidrônio (H+) e um ânion (X-) qualquer: 
 
Equação representandoa ionização de um ácido. 
A expressão do Ki para esse ácido é: 
 
Expressão do Ki para o ácido. 
Obs.: quanto maior for o valor da constante, mais forte ele é. 
 
10- Constante do produto de solubilidade 
Essa constante, representada por Kps ou Ks, está relacionada com a dissolução 
de sais muito pouco solúveis em água. Quando um sal (YX) de baixa 
solubilidade está em água, uma pequena parte dele dissolve-se, dissociando-se. 
Forma-se, então, um equilíbrio químico entre os íons liberados e os cristais do 
eletrólito (sal). 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/constante-ionizacao.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-kps.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/equilibrio-quimico-.htm
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Para determinar a expressão do Kps, utiliza-se apenas o produto da concentração 
em mol/L dos íons (cátion Y+ e ânion X-), já que a maior parte do eletrólito está 
no estado sólido, o qual não participa de uma constante. 
 
Exemplo: O produto de solubilidade (Kps) do Pb(OH)2 é dado pela expressão: 
a) Kps = [Pb2+][OH–]2 
b) Kps = [Pb2+]2 [OH–] 
c) Kps = [Pb(OH)2] 
d) Kps = [Pb2+] + [OH–]2 
e) Kps = [Pb2+] / [OH–] 
Quando a base Pb(OH)2 é adicionada em água, forma-se o seguinte equilíbrio 
de dissolução: 
 
Os íons liberados são o chumbo II (Pb+2) e o hidróxido (OH-). Na expressão do 
Kps, o cátion será elevado a um, por apresentar apenas uma unidade na fórmula, 
e o ânion será elevado ao quadrado, por apresentar duas unidades na fórmula. 
 
Resposta: Letra a 
 
11- Deslocamento de equilíbrio (Princípio de Le Chatelier) 
De acordo com o princípio de Le Chatelier, existem três variáveis que podem 
perturbar um equilíbrio: temperatura, pressão e concentração. Sempre que um 
equilíbrio for perturbado, ele irá trabalhar de forma contrária à perturbação para 
criar uma nova situação de equilíbrio. 
Concentração 
Se a concentração de um participante diminui, o equilíbrio desloca-se para o 
lado dele. 
Se a concentração de um participante aumenta, o equilíbrio desloca-se para o 
lado contrário. 
Temperatura 
Se a temperatura aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido endotérmico. 
Se a temperatura diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido exotérmico. 
Obs.: desses fatores, a temperatura é o único fator que modifica a constante de 
equilíbrio (Kc). 
Pressão 
Se a pressão aumenta, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta menor 
volume. 
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Se a pressão diminui, o equilíbrio desloca-se no sentido que apresenta maior 
volume. 
Exemplo: Observe o seguinte equilíbrio químico: 
 
Sobre esse equilíbrio químico, são formuladas as proposições abaixo: 
I. A constante de equilíbrio pode ser designada por constante de ionização de 
ácido. 
II. Quanto maior for a constante de equilíbrio, mais forte será o eletrólito. 
III. O equilíbrio pode ser deslocado pela adição de uma base. 
IV. A constante de equilíbrio independe da temperatura. 
São afirmações corretas apenas: 
a) I e II 
b) I e III 
c) I e IV 
d) I, II e III 
e) II, III e IV 
I- Verdadeira, porque é um equilíbrio de um ácido. 
II- Verdadeira, porque quanto maior a constante de equilíbrio, maior a força; 
III- Verdadeira, pois a hidroxila da base tem afinidade com H+ do ácido, o que 
alteraria a concentração de H+ no equilíbrio. 
IV- Falsa, porque a constante de equilíbrio depende da temperatura. 
 
14- Exercício sobre equilíbrio químico no Enem 
(Enem) Alguns profissionais burlam a fiscalização quando adicionam 
quantidades controladas de solução aquosa de hidróxido de sódio a tambores de 
leite de validade vencida. Assim que o teor de acidez, em termos de ácido lático, 
encontra-se na faixa permitida pela legislação, o leite adulterado passa a ser 
comercializado. A reação entre hidróxido de sódio e ácido lático pode ser 
representada pela equação química: 
CH3CH(OH)COOH(aq) + NaOH(aq) → 
CH3CH(OH)COONa(aq) + H2O(I) 
Equilíbrio entre ácido lático e hidróxido de sódio 
A consequência dessa adulteração é: 
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a) o aumento do pH do leite. 
b) a diluição significativa do leite. 
c) a precipitação do lactato de sódio. 
d) a diminuição da concentração de sais. 
e) o aumento da concentração dos íons H+. 
O hidróxido de sódio é uma base forte, que dissocia muito e libera muitos ânions 
hidróxido. Com sua adição, ocorrerá um aumento do pH do leite. 
Resposta: Letra a 
 
Por Me. Diogo Lopes Dias 
 
Estalactites e estalagmites são produtos de reações de equilíbrio químico.