EQUILÍBRIO QUÍMICO

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PROFª KAREN ARIANE
CICLO DE HABER-BOSH O processo desenvolvido por
Haber-Bosch forneceu à Alemanha
um grande suprimento de amônia.
Com isso, esse composto e seus
derivados, como o ácido nítrico,
poderiam ser empregados para
produzir explosivos como a
nitroglicerina e o trinitrotolueno
(TNT).
Ataque francês à infantaria alemã na região de Champagne
em 1917, durante a Primeira Guerra Mundial. Estima-se que
a descoberta da síntese da amônia tenha retardado a derrota
das forças alemãs nesse conflito.
• No equilíbrio formado entre gases para a produção da amônia, há uma
coexistência dinâmica entre os reagentes e o produto. Trata-se de uma
reação reversível, em que os reagentes e o produto são consumidos e
formados ao mesmo tempo, ou seja, a reação ocorre nos dois sentidos
simultaneamente.
Uma reação química atinge o estado de equilíbrio químico
no momento em que as velocidades das reações direta e
inversa se igualam e as concentrações dos reagentes e dos
produtos permanecem constantes, sob a mesma
temperatura.
aA+Bb cC+dD
Q=K → SISTEMA EM EQUILÍBRIO
Q>K → PRODUTOS EM EXCESSO EM RELAÇÃO AO EQUILÍBRIO
Q<K → REAGENTES EM EXCESSO EM RELAÇÃO AO EQUILÍBRIO
Q= [C]c[D]d
[A]a[B]b
De acordo com a reação a que se referir, a constante receberá
nomes específicos, porém sua representação matemática será
sempre a mesma.
• a(s) concentração(ões) do(s) produto(s) aparece(m) no numerador;
• a(s) concentração(ões) do(s) reagente(s) aparece(m) no denominador;
• cada concentração é elevada ao coeficiente estequiométrico da equação 
balanceada;
• o valor da constante depende somente da temperatura.
Kc – constante de equilíbrio em termos da concentração 
Kp– constante de equilíbrio em termos da pressão parcial 
Ka– constante de ionização de ácidos
Kb– constante de ionização de bases
Kw– constante de autoionização da água
Kps– constante do produto de solubilidade
• A constante Kc é denominada constante de equilíbrio em termos
de concentração, e é uma grandeza com valor específico para
uma dada reação e temperatura, independente das
concentrações iniciais, volume do recipiente ou pressão.
• Para o equilíbrio hipotético:
aA + bB⟺ cC + dD
A expressão da constante de equilíbrio é:
• Constante de equilíbrio em termos de pressão parcial (Kp)
O Kp é aplicável a equilíbrios homogêneos gasosos, ou equilíbrios heterogêneos,
cuja constante de equilíbrio é função apenas do componente gasoso. Para o
equilíbrio hipotético abaixo, sob V, P e T constantes, temos:
Para o equilíbrio hipotético:
aA + bB⟺ cC + dD
Onde:
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões parciais.
PA= pressão parcial do reagente A em equilíbrio
PB = pressão parcial do reagente B no equilíbrio
PC= pressão parcial do reagente C no equilíbrio
PD = pressão parcial do reagente D no equilíbrio
Qual a expressão da constante de equilíbrio 
da reação abaixo?
N2(g) + 3 H2(g) ⟺ 2 NH3(g)
Qual a expressão da constante de equilíbrio 
da reação abaixo?
N2(g) + 3 H2(g) ⟺ 2 NH3(g)
(Uema) Na equação, após 
atingir o equilíbrio químico , 
podemos concluir a constante de equilíbrio, a respeito da qual é 
correto afirmar que:
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 
Kc = 0.
d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes.
e) quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos 
produtos.
(Uema) Na equação, após 
atingir o equilíbrio químico , 
podemos concluir a constante de equilíbrio, a respeito da qual é 
correto afirmar que:
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 
Kc = 0.
d) Kc depende das molaridades iniciais dos reagentes.
e) quanto maior for o valor de Kc, maior será a concentração dos 
produtos.
(UFPE) No início do século XX, a expectativa da Primeira Guerra Mundial gerou 
uma grande necessidade de compostos nitrogenados. Haber foi o pioneiro na 
produção de amônia, a partir do nitrogênio do ar. Se a amônia for colocada num 
recipiente fechado, sua decomposição ocorre de acordo com a seguinte 
equação química não balanceada: NH3(g) → N2(g) + H2(g). As variações das 
concentrações com o tempo estão ilustradas na figura a seguir:
A partir da análise da figura acima, podemos afirmar que as curvas A, B e C 
representam a variação temporal das concentrações dos seguintes componentes 
da reação, respectivamente:
a) H2, N2 e NH3
b) NH3, H2 e N2
c) NH3, N2 e H2
d) N2, H2 e NH3
e) H2, NH3 e N2
(UFPE) No início do século XX, a expectativa da Primeira Guerra Mundial gerou 
uma grande necessidade de compostos nitrogenados. Haber foi o pioneiro na 
produção de amônia, a partir do nitrogênio do ar. Se a amônia for colocada num 
recipiente fechado, sua decomposição ocorre de acordo com a seguinte 
equação química não balanceada: NH3(g) → N2(g) + H2(g). As variações das 
concentrações com o tempo estão ilustradas na figura a seguir:
A partir da análise da figura acima, podemos afirmar que as curvas A, B e C 
representam a variação temporal das concentrações dos seguintes componentes 
da reação, respectivamente:
a) H2, N2 e NH3 2 NH3(g) → N2(g) + 3 H2(g)
b) NH3, H2 e N2
c) NH3, N2 e H2
d) N2, H2 e NH3
e) H2, NH3 e N2
• Em determinadas condições de temperatura e
pressão, encontram-se em equilíbrio: 3 molL–1
de SO2(g), 2 molL–1 de O2(g) e 2 molL–1 de
SO3(g),segundo a equação: 2 SO3(g)U 2 SO2(g)
+ O2(g). Determine o valor da constante de
equilíbrio em termos de concentração para essa
reação.
• Em determinadas condições de temperatura e pressão, encontram-
se em equilíbrio: 3 molL–1 de SO2(g), 2 molL–1 de O2(g) e 2 molL–1
de SO3(g),segundo a equação: 2 SO3(g) → 2 SO2(g) + O2(g).
Determine o valor da constante de equilíbrio em termos de
concentração para essa reação.
Resolução:
Como as concentrações em mol/L estão no equilíbrio, o 
valor da constante Kc é diretamente calculado pela 
relação entre as concentrações dos produtos e do 
reagente. 
• Em determinadas condições de temperatura e pressão, encontram-
se em equilíbrio: 3 molL–1 de SO2(g), 2 molL–1 de O2(g) e 2 molL–1
de SO3(g),segundo a equação: 2 SO3(g) → 2 SO2(g) + O2(g).
Determine o valor da constante de equilíbrio em termos de
concentração para essa reação.
Resolução:
Como as concentrações em mol/L estão no equilíbrio, o 
valor da constante Kc é diretamente calculado pela 
relação entre as concentrações dos produtos e do 
reagente. 
2 SO3(g) → 2 SO2(g) + O2(g)
Kc= [SO2]^2 x [O2] / [SO3]^2
• Em determinadas condições de temperatura e pressão, encontram-
se em equilíbrio: 3 molL–1 de SO2(g), 2 molL–1 de O2(g) e 2 molL–1
de SO3(g),segundo a equação: 2 SO3(g) → 2 SO2(g) + O2(g).
Determine o valor da constante de equilíbrio em termos de
concentração para essa reação.
Resolução:
Como as concentrações em mol/L estão no equilíbrio, o 
valor da constante Kc é diretamente calculado pela 
relação entre as concentrações dos produtos e do 
reagente. 
2 SO3(g) → 2 SO2(g) + O2(g)
Kc= [SO2]^2 x [O2] / [SO3]^2
Kc= 3^2 x 2 / 2^2
Kc= 18/4
Kc= 4,5
Quando as quantidades do(s) reagente(s) e do(s) produto(s) não
correspondem aos valores em equilíbrio, é necessário organizar as
informações de cada participante em cada etapa do processo. Isso
pode ser feito com auxílio de uma
tabela.
• Em um recipiente de 2 L foram colocados 6 mols de CO(g) e 6 mols de 
H2O(g). Após aquecimento até 430 ºC, verificou-se a presença de 2 
mol/L de combustível. Calcule a constante de equilíbrio Kc para essa 
temperatura.
Preenche o reage/forma de acordo com os coeficientes da reação.
2 mol/l2 mol/l2 mol/l
As concentrações em equilíbrio das demais substâncias,são preenchidas da 
seguinte forma:
Reagentes: Concentração do INÍCIO – REAGE.
Produto: Concentração FORMADA = EQUILÍBRIO.
2 mol/l 2 mol/l 2 mol/l
1 mol/l 1 mol/l 2 mol/l
Agora, só calcular a constante com base nas concentrações em 
equilíbrio:
CO + H2O → CO2 + H2
1 MOL/L 1 MOL/L 2MOL/L 2MOL/L
Kc= [CO2].[H2]
[CO].[H2O]
Kc= 2.2
1.1
Kc= 4
(PUC-RS) Um equilíbrio envolvido na formação da chuva ácida está
representado pela equação:
2 SO2(g) + O2 (g) → 2 SO3 (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.
2 SO2(g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
início 6 mols 5 mols 0
reage e é 
produzido
no equilíbrio 4 mols
2 SO2(g) + O2 (g) → 2 SO3 (g)
início 6 mols 5 mols 0
reage (-) e é 
produzido (+)
no equilíbrio 2 mols 3 mols 4 mols
1º passo: interpretar os dados da questão.
A proporção estequiométrica da reação é 2:1:2
Então, reagiram 4 mols de SO2 e 2 mols de O2 para produzir 4 mols de 
SO3.
2º passo: calcular o resultado obtido. 
O volume dado é de 1 L. Sendo assim, a concentração das substâncias 
continua com o mesmo valor do número de mols, pois a concentração 
molar é:
3º passo: calcular a constante.
• Na reação química, as substâncias reagem entre si em proporção 
estequiométrica, definida pelos coeficientes da equação balanceada. 
Porém, em uma reação reversível, deve-se considerar que apenas certa 
quantidade efetivamente reage até atingir o equilíbrio químico. Esse 
valor é indicado pelo grau de equilíbrio (α), calculado pela relação: 
• Observe o cálculo de constante que envolve o grau de equilíbrio por 
meio da questão a seguir
α = quantidade de matéria que reagiu
quantidade de matéria inicial
O pentacloreto de fósforo (PCℓ5) é um reagente bastante
utilizado em laboratórios de Química Orgânica e pode ser
preparado por meio de um processo reversível de cloração do gás
tricloreto de fósforo (PCℓ3) em fase gasosa, de acordo com a
equação: PCℓ3(g) + Cℓ2(g)U PCℓ5(g). Em um recipiente fechado
de 1 L foram adicionados 2 mols de PCℓ3 e 2 mols de Cℓ2.
Determine a constante de equilíbrio dessa reação sabendo que o
grau de equilíbrio é de 75%.
Henri Louis Le Chatelier 
(1850-1936)
Todo sistema 
reversível tende ao 
equilíbrio.
Uma vez atingido o 
equilíbrio este é 
mantido, a não ser 
que haja uma 
perturbação no 
sistema. Quando se provoca 
uma perturbação em 
um sistema em 
equilíbrio, este reage 
no sentido de anular o 
efeito dessa alteração.
Representação gráfica da adição de O2(reagente).
• Substância capaz de acelerar a reação e 
diminuir a energia de ativação.
Deslocamento do equilíbrio no processo de Haber-Bosh.
De acordo com os fatores externos que podem perturbar
o equilíbrio, complete o quadro com o efeito dessa
perturbação.
Ácidos : são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a 
concentração de íons H+.
Bases :são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a 
concentração de íons OH–.
Com o intuito de quantificar os valores das 
concentrações dos íons H+ e OH– para 
soluções diluídas, em geral de 10–1 mol/L a 
10–14 mol/L, o bioquímico dinamarquês 
Sören Peter Lauritz Sörensen (1868-1939), 
no ano de 1909, propôs o uso da função 
logarítmica para expressar a concentração e 
facilitar a indicação numérica da acidez e da 
alcalinidade das soluções.
• Os valores das concentrações dos íons H+ e OH– e, consequentemente, o
pH e o pOH da solução, podem ser utilizados para classificar um meio em
ácido, neutro ou básico.
No entanto, para facilitar a classificação utiliza-se como referência a escala
dos valores correspondentes ao pH.
*vídeo indicadores de uso laboratorial.
• Essas espécies moléculas de H2O e íons H+ e OH–
coexistem em um estado de equilíbrio dinâmico conhecido
como autoionização da água.
• Ao testar a condutividade elétrica de substâncias em solução,
Arrhenius percebeu que soluções ácidas de mesma
concentração apresentavam intensidade diferente no brilho
de uma lâmpada. Isso ocorria em razão da força dos
eletrólitos, medida pelo grau de ionização ou dissociação(α)
da substância.
• Quanto mais intenso é o brilho da lâmpada, maior é a quantidade de íons
livres em solução, maior é o seu grau de ionização e mais forte é o
eletrólito.
*vídeo experimento lâmpada.
• A maioria das substâncias ácidas é ácido fraco, isto é, nem todas se
ionizam em água na mesma extensão.
• Para expressar a dimensão na qual um ácido fraco se ioniza, utiliza-se a
constante de equilíbrio. Porém, como a concentração do solvente – [H2O]
– é omitida da expressão da constante de equilíbrio, de acordo com a
equação genérica, tem-se:
Quanto maior o ka, menor o pka. Logo temos maior força ácida.
Quanto maior o kb, menor o pkb. Logo temos maior força básica.
• Ao estudar os equilíbrios iônicos de monoácidos e monobases
fracos, Ostwald estabeleceu a Lei da Diluição. Para deduzir a
expressão que traduz essa lei, considere o equilíbrio
simplificado de um monoácido:
Para eletrólitos cujo grau de ionização é inferior a 5% (0 < α < 5%), considera-se 
que o valor de (1 –α ) seja aproximadamente igual a 1, simplificando a Equação 
de Ostwald:
• Determine a constante de ionização de um monoácido HA, de
concentração 0,2 mol/L, sabendo que esse ácido apresenta
grau de ionização 0,2%.
Os halogênios pertencem a uma classe de elementos com acentuada reatividade. Estão presentes na 
composição química de muitos ácidos como o HF, HCl, HBr e HI. Considerando os dados mostrados na 
tabela a seguir:
é correto afirmar que:
A) o ácido com maior capacidade de liberar H3O+ é o HBr.
B) o ácido clorídrico, ao sofrer ionização, apresenta mais espécies não ionizadas.
C) a ordem de acidez crescente é: HCl < HBr < HI < HF.
D) o ácido iodídrico é mais fraco que o ácido bromídrico.
E) o ácido fluorídrico é o ácido mais fraco.