PRISE II
QUÍMICA
EQUILÍBRIO QUÍMICO I
(Equilíbrio Químico Homogêneo)
I. CONDIÇÕES DE EQUÍLIBRIO QUÍMICO
- Ocorre somente em reações reversíveis (
ou
- Dinâmico;
- Autônomo;
- Inacabado.
);
II. REAÇÕES REVERSÍVEIS
São aquelas onde os reagentes se transformam em
produtos, e estes na medida são formados, regeneram-se
voltando a tornarem reagentes.
A reação que ocorre da esquerda para a direita chamase REAÇÃO DIRETA.
A reação que ocorre da direita para a esquerda chamase REAÇÃO INVERSA.
Ex1:
N2O4(g)
Reação
direta
Reação
inversa
2 NO2(g)
III. ESTADO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
No início da reação a velocidade direta é máxima, pois
temos uma maior concentração do reagente e, a
velocidade da reação inversa é nula, pois não temos,
ainda, um produto.
À medida que a reação se processa a velocidade da
reação direta diminui e da reação inversa aumenta.
# I.P.C.: No Equilíbrio Químico!
- A rapidez da reação direta é igual a rapidez da
reação inversa;
- Reagentes e produtos permanecem com
concentrações constantes;
- Reagentes e produtos são consumidos e formados
constantemente, tornando o processo dinâmico;
- As propriedades macroscópicas (cor, estado físico,
cheiro,...) do sistema são constantes.
IV. TIPOS DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
A) EQUILIBRIO QUÍMICO HOMOGÊNIO: são aqueles
em que todos os reagentes e produtos da reação formam
um sistema homogêneo, ou seja, apenas um estado físico
(gasoso e líquido)
Ex2:
H2(g) + I2(g)  2HI(g)
2SO2(g) + O2(g)  2SO3(g)
HCl(aq)  H+(aq) + Cl¯(aq)
B) EQUILÍBRIO QUÍMICO HETEROGÊNIO: são
aqueles em que reagentes e produtos não estão no
mesmo estado físico.
Ex3:
C(s) + O2(g)  CO2(g)
Fe(OH)3(s)  Fe3+(aq) + 3OH¯(aq)
Mg(OH)2(s)  Mg2+(aq) + 2OH¯(aq)
V. GRAU DO EQUÍLIBRIO QUÍMICO
É o quociente entre a quantidade em mols que reagiu e
a quantidade de mols total inicial.
Lembrete !
=
No momento em que as duas velocidades se
igualam dizemos que a reação química atingiu o
EQUILÍBRIO QUÍMICO e, as concentrações dos seus
participantes permanecem constantes.
Portanto, EQUILÍBRIO QUÍMICO é o estado em
que as velocidades das reações direta e inversa são
nreage
ninicial
n= m
MM
O grau de equilíbrio químico é utilizado para saber a
quantidade de reagentes que reagiram para formação do
produto.
-  próximo de 1 indica que grande quantidade de
reagente reagiu;
-  próximo de 0 (zero) indica que poucos reagentes
conseguiram reagir;
Exercício1: Partindo-se de 1 mol de CO, e 1 mol de NO2,
para a formação de CO2 e NO, após 40 min. Chega-se ao
equilíbrio em que existem 0,20 mols de CO e 0,45 mols de
NO2 sem reagir. Calcule o grau de equilíbrio para o CO e
NO2 respectivamente.
a) 0,8 e 0,55
d) 0,45 e 0,55
b) 0,8 e 0,45
e) 0,20 e 0,8
c) 0,8 e 0,20
Exercício2: Para a seguinte reação H2(g) + I2(g)  2HI(g)
partindo de 1 mol de H2. Calcule o grau de equilíbrio em
porcentagem sabendo que sobraram 0,1 mols de H 2.
a) 50%
d) 90%
b) 70%
e) 10%
c) 80%
iguais.
1
VI. CONSTANTE DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
Considerando a reação hipotética abaixo:
aA + bB  cC + dD
- Sabendo que V = K [Reagentes]
- No equilíbrio V1 = V2:
V1 = V2
K1.[A]a.[B]b = K2.[C]c.[D]d
K1 = [C]c.[D]d
K2 = [A]a.[B]b
Keq. = [C]c.[D]d
[A]a.[B]b
A constante de equilíbrio pode ser escrita em termos de
concentração (chamada de Kc) e em termos de pressão
(chamada de Kp, esta só para sistemas gasosos).
 Constante em termos de Concentração (Kc):
Kc =
[C]c.[D]d
[A]a.[B]b
 Constante em termos de Pressão (Kp) para
sistemas gasosos:
Kp =
PCc.PDd
PAa.PBb
Observe que Kc corresponde a uma expressão em
que no numerador aparecem as concentrações dos
produtos e no denominador as dos reagentes.
Obs1:
- O valor de KC depende da reação considerada e da
temperatura, e independe das concentrações iniciais dos
reagentes.
- A constante de equilíbrio é tratada comum número puro,
isto é, sem unidades. Líquidos (solventes) e sólidos puros,
que não fazem parte de solução, não constam da
expressão da constante de equilíbrio.
- A expressão da constante de equilíbrio em função das
suas concentrações em mol/L é também chamada de Lei
da ação das massas ou Lei de Guldberg-Waage.
- Com as constantes de equilíbrio podemos identificar se
um sistema está em equilíbrio ou não, calcular as
concentrações em mol/L dos participantes da reação.
- A constante de equilíbrio da reação inversa é o inverso
da constante da reação direta: Keq.(inversa) =
 Relação entre Kc e Kp:
Kp = Kc . (R.T)n
n = (c + d) – (a + b)
R = Constante dos Gases (0,082
)
⁄
T = Temperatura em Kelvin (K).
Lembrete!
P.V = n.R.T
P = [ ].R.T
TK = T°C + 273
Exercício3: (FEI-SP) Calcule a constante de equilíbrio em
termos de concentração, para a reação representada pela
equação química abaixo, sabendo que nas condições de
temperatura e pressão em que se encontra o sistema
existem as seguintes concentrações dos compostos
presentes no equilíbrio: [SO3]=0,1 mol/L; [O2]=1,5 mol/L
[SO2]=1,0 mol/L.
2 SO2 + O2  2 SO3
a) 0,0066 mol/L
d) 0,0058 mol/L
b) 0,067 mol/L
e) 0,087 mol/L
c) 0,0087 mol/L
Exercício4: (UnB-DF) O pentacloreto de fósforo é um
reagente muito importante em química Orgânica. Ele é
preparado fase gasosa através da reação:
PCl3(g) + Cl2(g)  PCl5(g)
Um frasco de 3 L contém as seguintes quantidades de
equilíbrio, a 200°C 0,120 mol de PCl5; 0,600 mol de PCl3; e
0,0120 mol Cl2. Calcule o valor da constante de equilíbrio,
em (mol/L)-1, a essa temperatura.
a) 0,50
d) 40
b) 0,40
e) 50
c) 30
Exercício5: Temos representado no gráfico abaixo as
concentrações dos reagentes e dos produtos de uma
mesma reação do tipo:
A+BC+D
Ocorrendo no sentido à direita a partir do zero. Tem-se
sempre [A] = [B] e [C] = [D], estando estes valores
representados no gráfico. A constante de equilíbrio da
reação será igual a:
a) 16
b)
c) 4
d) 5
e)
Exercício6: (Faap-SP) Em um recipiente de 500mL,
encontram-se, em condições de equilíbrio, 0,48g de NO2 e
2g N2O4. Calcule a constante de equilíbrio, em termos de
concentração, para a reação abaixo (massas atômicas:
N=14; O=16).
2 NO2  N2O4
a) 0,01
d) 0,02
b) 0,001
e) 0,002
c) 0,10
Exercício7: A constante de equilíbrio Kp para a reação
N2O4(g)  2NO2(g) é igual 0,14. Numa mistura em equilíbrio,
a pressão parcial do NO2 é igual a 0,7 atm. A pressão
parcial do N2O4 é:
a) 0,5 atm.
d) 2,5 atm.
b) 0,7 atm.
e) 3,5 atm.
c) 1,5 atm.
Exercício8: No equilíbrio químico: 2 CO + O2  2CO2
Kc vale 2,24.1022, a 727°C. Qual o valor do Kp nessa
temperatura? (adote R=0,082
)
⁄
22
a) 2,73.10
d) 5,92.1022
22
b) 2,68.10
e) 4,97.1022
22
c) 4,83.10
2
# Exercícios de confirmação do equilíbrio:
Exercício10: (Mackenzie-SP) Na tabela abaixo:
Exercício9(Resolvido): Em um recipiente de 2,0L foram
colocados, a 448°C, 1,0.10-2mol de H2 3,0. 10-2mol de I2 e
2,0.10-2mol de HI. Considerando que naquela temperatura,
a constante de equilíbrio da reação:
H2(g) + I2(g)  2 HI
vale
Kc=50,5.
Perguntamos
se
as
quantidades
mencionadas estão em equilíbrio:
1º Passo: Para sabermos se uma reação está em
equilíbrio
devemos
calcular
seu
COEFICIENTE
REACIONAL (QR) que é dado pelo quociente entre a
concentração molar dos produtos dividido pela
concentração molar dos reagentes:
QR =
[Produtos]
[Reagentes]
Portanto, como no exercício 9 foi dado as quantidades
de matéria dos componentes da reação e o volume,
calcula-se a concentração molar utilizando a expressão:
M=
n1
 MH2 =
V
n1
 MH2 =
V
1,0.10-2
2
MH2 = 0,5.10-2 M
MI2 =
3,0.10-2
2
MI2 = 1,5.10-2 M
MHI =
2,0.10-2
2
Em seguida calcula-se o coeficiente reacional:
[Produtos]
[Reagentes]
SISTEMA
II
III
IV
2,9
1,2 1,0
0,54 0,3 0,4



[HI]2
[I2].[H2]
(1,0.10-2)2
(1,5.10-2).(0,5.10-2)
1,0.10-4
0,75.10-2

1,333
2º Passo: Fazer a relação com a constante de equilíbrio
dada, da seguinte maneira:
QR = Kc  o sistema está em equilíbrio.
QR < Kc  conclui-se que o sistema ainda não atingiu o
equilíbrio, pois há mais reagentes que produtos.
# Exercícios do Kc a partir de dados gerais sobre o
equilíbrio:
Exercício11(Resolvido): Um mol de hidrogênio e 1 mol de
Iodo são misturados a 500°C. As substâncias reagem e,
após certo tempo, chega-se a um equilíbrio, em que
constata a presença de 0,22 mols de hidrogênio residual.
Qual é a constante de equilíbrio (Kc) nessas condições?
1° Passo: Para simplificar a resolução deste e de alguns
problemas que estão por vir, construiremos uma tabela de
cálculo, para obter as concentrações em mol/L no
equilíbrio, que serão usadas na fórmula do Kc.
Essa tabela deverá conter uma coluna para cada
componente da equação química (reagentes e produtos) e
4 linhas como descrita abaixo:
Quantidade inicial de
mols.
Quantidade de mols
que reagem e que são
produzidos.
Quantidade de mols no
equilíbrio.
Concentração em
mol/L no equilíbrio.
+
I2

2 HI
Mols que reagem  Mols que são
produzidos (essa linha obedece a equação
e é obtida por cálculo estequiométrico)
Para simplificar os cálculos, essa tabela será
sempre preenchida em mols e obedecerá aos seguintes
critérios:
I. Preencha a primeira linha da tabela com os dados
expressos na questão transformando-os em mols se
necessário;
H2
Quantidade inicial de
mols.
+
1 mol
I2

1 mol
2 HI
zero
II. Para preencher a segunda linha da tabela, basta
obedecer à estequiometria da própria equação química;
- O problema informa que no inicio 1 mol de cada reagente
e que restaram após algum tempo 0,22 mols de
hidrogênio, portanto, reagiram 0,78 mols (1 mol –
0,22 mols = 0,78 mols);
H2
QR > Kc  conclui-se que o sistema ultrapassou o
equilíbrio, pois há mais produtos e menos reagentes do
que o esperado, porém essa condição não pode acontecer,
pois o estado de equilíbrio químico é autônomo, portanto,
teria obrigação de voltar para o estado de equilíbrio.
Então:
QR < Kc
1,333 < 50,5 sendo assim a reação
não está em equilíbrio.
V
2,4
1,2
Para a reação AB(g)  2 CD(g), constante de equilíbrio
é igual a 0,4 a 100°C. Na tabela acima, constam as
concentrações de AB e CD, em cinco sistemas diferentes,
todos a 100°C. Dentre eles, qual o único sistema que se
encontra em equilíbrio?
a) I
d) IV
b) II
e) V
c) III
H2
MHI = 1,0.10-2 M
QR =
[ ] mol/L
AB
CD
I
0,9
0,6
Quantidade inicial de
mols.
Quantidade de mols
que reagem e que são
produzidos.
+
I2

2 HI
1 mol
1 mol
zero
0,78 mols
0,78 mols
1,56 mols
3
III. Para preencher a terceira linha é só subtrair os
valores da linha 1 pela linha 2 nos reagentes e nos
produtos é só somar a linha 1 com a linha 2;
H2
Quantidade inicial de
mols.
Quantidade de mols
que reagem e que são
produzidos.
Quantidade de mols no
equilíbrio.
+
I2
2 HI

1 mol
1 mol
zero
0,78 mols
0,78 mols
1,56 mols
0,22 mols
0,22 mols
1,56 mols
IV. A quarta linha é obtida dividindo-se os valores da
terceira linha (mols no equilíbrio) pelo volume total do
sistema da reação, ou seja, calcula-se usando a expressão
da concentração em mols (M= ⁄ ).
H2
Quantidade inicial de
mols.
Quantidade de mols
que reagem e que são
produzidos.
Quantidade de mols no
equilíbrio.
Concentração em
mol/L no equilíbrio.
+
I2
2 HI

1 mol
1 mol
zero
0,78 mols
0,78 mols
1,56 mols
0,22 mols
0,22 mols
1,56 mols
M=
M=
M=
M = 0,22
M = 0,22
M = 1,56
mol/L
mol/L
Exercício14: (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
d) 1,33
b) 0,66
e) 2,33
c) 0,75
# Cálculos envolvendo grau de equilíbrio ():
Exercício15(Resolvido): Aqueceram-se 2 mols de PCl5 em um
recipiente fechado, com capacidade de 2L. Atingindo o
equilíbrio, o PCl5 estava 40% dissociado em PCl3 e Cl2.
Calcule a constante de equilíbrio.
1° Passo: Montar a tabela mostrada no exemplo 15,
porém usaremos o grau de equilíbrio para preenchermos a
segunda linha, pois é na segunda linha que indica a
quantidade de mols que reagiram, portanto:
 = 40%  0,40
 = nreage
ninicial
 nreage = 0,8 mols
Obs2: caso o problema não forneça o volume adote o
volume de 1 L.
Kc =
[HI]2
[H2].[I2]


(1,56)2
0,22 . 0,22
PCl5
Quantidade inicial de
mols.
Quantidade de mols
que reagem e que são
produzidos.
Quantidade de mols no
equilíbrio.
2,43
0,04
Concentração em
mol/L no equilíbrio.
Exercício13: O valor do Kc para a reação em equilíbrio
químico:
2 CO (g) + O2 (g)  2 CO2 (g)
Utilizando os dados da tabela abaixo, é em mols/L:
a) 2,22.
b) 0,22.
c) 3,22.
d) 0,32.
e) 0,44.

PCl3
+
Cl2
2 mol
zero
zero
0,8 mols
0,8 mols
0,8 mols
1,2 mols
0,8 mols
0,8 mols
M=
M=
M=
M = 0,6
M = 0,4
M = 0,4
mol/L
Kc = 50,30
Exercício12: Foram colocados em um recipiente fechado,
de capacidade 2,0 litros, 6,5 mols de CO e 5 mols de NO2.
À temperatura de 200°C o equilíbrio foi atingido e
verificou-se que haviam sido formados 3,5 mols de CO2.
Podemos dizer que o valor de Kc para o equilíbrio dessa
reação é:
CO + NO2  CO2 + NO
a) 4,23.
d) 1,96.
b) 3,84.
e) 3,72.
c) 2,72.

 nreage = 2 . 0,40
mol/L
2º Passo: Escrever e calcular a expressão da constante de
equilíbrio com as concentrações calculadas na tabela.
 nreage = ninicial .
mol/L
mol/L
2º Passo: Escrever e calcular a expressão da constante de
equilíbrio com as concentrações calculadas na tabela.
Kc =
[PCl3].[ Cl2]
[PCl5]

0,4 . 0,4
0,6
Kc = 0,26
Obs3: Sendo dado o grau de equilíbrio é só multiplicar o
grau de equilíbrio pelo número de mols iniciais para obter
o número de mols que reage e assim preencher a tabela.
Exercício16: Um método proposto para coletar energia
solar consiste na utilização desta energia para aquecer, a
800°C, trióxido de enxofre, ocasionando a reação:
2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g)
Os compostos SO2(g) e O2(g), assim produzidos, são
introduzidos em um trocador de calor de volume
correspondente a 1,0 L e se recombinam, produzindo SO3
e liberando calor. Se 5,0 mols de SO3 sofrem 60% de
4
dissociação nesta temperatura, marque o valor correto de
Kc.
a) 1,1.
d) 6,7.
b) 1,5.
e) 9,0.
c) 3,4.
Exercício17: Em um recipiente de 400 mL são introduzidos
2 mols de PCl5 gasoso a uma determinada temperatura.
Esse gás se decompõe segundo a reação abaixo, e, o
equilíbrio foi alcançado, quando 20% do pentacloreto de
fósforo reagiram (% em mols). A constante de equilíbrio,
Kc, nessas condições, vale: PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
a) 4,0.
d) 0,25.
b) 1,0.
e) 0,025.
c) 0,5.
Exercício18: (UFPR) Considere os sistemas químicos
descritos a seguir:
Sistema A: Uma mistura de hidrogênio, iodo e iodeto de
hidrogênio é introduzida em um recipiente aquecido a 783
K. Cada um dos componentes da mistura se encontra no
estado gasoso e na concentração de 2,0.10-3 mol/L. Neste
sistema ocorre a seguinte reação:
H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
cuja a constante de equilíbrio é igual a 46.
Sistema B: Uma mistura de N2(g), O2(g) e NO(g) é
introduzida num recipiente a 800 K. A concentração de
cada um de seus componentes é igual a 2,0.10-3 mol/L.
Neste sistema ocorre a seguinte reação:
N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
cuja a constante de equilíbrio é igual a 3,4.10-21.
Sobre os sistemas A e B é correto afirmar?
I. As constantes de equilíbrio indicam que a velocidade da
reação do sistema A é maior que a velocidade no sistema
B;
II. Quando o sistema A atinge o estado de equilíbrio
químico, predomina o composto HI;
III. Quando o sistema B atinge o estado de equilíbrio
químico, predomina o composto NO;
IV. No sistema A ocorre o consumo de gás hidrogênio até
que o estado de equilíbrio seja atingido;
V. No sistema B, a concentração do gás nitrogênio
aumenta até que o estado de equilíbrio seja atingido;
VI. No sistema B, após o equilíbrio ser atingido, a
concentração de oxigênio é igual a concentração de
nitrogênio.
Estão corretas,
a) I, II, IV e VI.
d) II, V e VI.
b) II, III, IV e V.
e) II, IV e VI.
c) II, III e IV.
# Cálculos das quantidades dos componentes em
equilíbrio a partir do valor do Kc:
Obs4: em muitos problemas desse tipo, a resolução nos
leva a equações matemáticas de 2º grau. Lembramos
então a equação genérica do 2º grau:
ax2 + bx + c = 0
E para a resolução de equações desse tipo, temos
a seguinte fórmula geral:
–
√
Exercício19(Resolvido): Na esterificação de 1 mol de ácido
acético com 1 mol de álcool etílico é atingido com o Kc =
4. Quais são as quantidades em mols das substâncias
presente no equilíbrio?
1º Passo: Neste exercício é dado o valor de Kc, pedindose agora as quantidades de matéria das substâncias, ou
seja, os valores da terceira linha da tabela explicada no
exercício 11. Portanto, a tabela deve ser preenchida de
acordo com as explicações anteriores, usando-se, porém,
valores incógnitos (x, y, n,...).
CH3COOH + C2H5OH  CH3COOC2H5 + H2O
Quantidade
inicial de mols.
Quantidade de
mols que
reagem e que
são produzidos.
Quantidade de
mols no
equilíbrio.
Concentração
em mol/L no
equilíbrio.
1 mol
1 mol
zero
zero
x
x
x
x
1-x
1-x
x
x
-
M=
M=
-
M=
M=
Note que na segunda linha é usado a incógnita x pois,
não temos o mol que reage e nem o grau de equilíbrio, por
isto que se escreve de maneira literal.
2º Passo: Escreva a equação da constante de equilíbrio e
substituir os valores dados no problema e encontrados na
tabela;
Kc =
4=
4=
4=
[CH3COOC2H5].[H2O]
[CH3COOH].[C2H5OH
x.x
(1 – x).(1 – x)
x2
(1 – x)2
x2
(12 – 2.1.x + x2)
(1 – 2x + x2).4 = x2
4 – 8x + 4x2 = x2
4x2 – x2 – 8x + 4 = 0  3x2 – 8x + 4 = 0
(Eq. do 2º grau)
3º Passo: Sendo uma equação do 2º grau em x.
Resolvendo-a, chegaremos aos valores de duas raízes:
√
–
√
– –
√
84
x=
6

’
’’
–

5
An l s n o s íz s ob
s, o p m o sul o x’) é
absurdo, pois no início tínhamos apenas 1 mol de
CH3COOH e 1 mol de C2H5OH, portanto é impossível
reagirem 2 mols se só tínhamos 1 mol no início.
Consequentemente só poderemos aceitar a segunda raiz
x’’ 0,666 mols
4º Passo: Calcular os valores referentes a terceira linha
(quantidade de mols no equilíbrio) utilizando 0,666 como
valor de x.
Quantidade de mols no
equilíbrio.
CH3COOH
C2H5OH
CH3COOC2H5
H2O
1 – 0,666 = 0,334 mols
1 – 0,666 = 0,334 mols
0,666 mols
0,666 mols
Exercício20: (Fuvest-SP) Um recipiente fechado de 1 litro
contendo inicialmente, à temperatura ambiente, 1 mol de
I2 e 1 mol de H2 é aquecido a 300°C. Com isso estabelecese o equilíbrio
H2(g) + I2(g)  2 HI(g)
Cuja constante é igual a 1,0.102. Qual a concentração, em
mol/L, de cada uma das espécies H2(g), I2(g) e HI(g), nessas
condições?
a) 0, 0, 2
d) ⁄ , ⁄ , ⁄
b) 1, 1, 10
e) ⁄
, ⁄
,
 As concentrações das substâncias presentes
equilíbrio;
 A pressão do sistema em equilíbrios gasosos;
 A temperatura.
no
A) EFEITO DA CONCENTRAÇÃO
O aumento da concentração de uma substância
desloca o equilíbrio químico no sentido oposto, ou
seja, na reação direta a adição de reagentes ou a retirada
de produtos deslocará o equilíbrio para a direita.
A diminuição da concentração de uma substância
desloca o equilíbrio químico no mesmo sentido, ou
seja, na reação direta a adição de produto ou a retirada de
reagentes deslocará o equilíbrio para a esquerda.
Ex3:
Considere a reação: H2 + I2  2HI
Se adicionarmos I2, a reação
deslocará
para
a
direita,
aumentando a concentração de HI.
⁄
c) ⁄ , ⁄ , ⁄
Exercício21: Considere um equilíbrio a 25°C:
PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
Conhecendo as concentrações iniciais [PCl 5] = 0,100
mol/L; [PCl3] = 0 mol/L e [Cl2] = 0,020 mol/L e a
constante de equilíbrio (Kc = 0,030 mol/L) para a
decomposição de PCl5 à mesma temperatura, a
concentração de PCl3 no equilíbrio é igual a:
a) 0,035
d) 0,120
b) 0,050
e) 0,230
c) 0,065
Exercício22: Em um recipiente fechado e mantido a
temperatura constante goram introduzidos o monóxido de
carbono e vapor de água em quantidades tais que suas
pressões parciais eram iguais e valiam 0,856 atm cada
uma. Após certo tempo, estabeleceu-se o equilíbrio: CO(g)
+ H2O(g)  CO2(g) + H2(g). Medindo-se então a
pressão parcial de CO, obteve-se 0,580 atm. Qual o valor
da constante de equilíbrio Kp?
a) 0,226
d) 0,792
b) 0,445
e) 0,931
c) 0,653
VII. DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO QUÍMICO
# I.P.C: PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Quando um agente externo age sobre um
sistema em equilíbrio, o sistema desloca-se no
sentido de anular a referida ação, atingindo um
novo estado de equilíbrio químico (restauração
espontânea do equilíbrio químico).
Os únicos fatores que podem provocar deslocamento
de equilíbrio químico são:
No entanto, se adicionarmos
HI, a reação deslocará para a
esquerda.
B) EFEITO DA PRESSÃO EM EQUILÍBRIOS GASOSOS
O aumento da pressão total de um sistema desloca
o equilíbrio no sentido de menor volume gasoso, pois
a redução do volume minimiza o efeito da pressão
aplicada.
A redução da pressão total de um sistema desloca o
equilíbrio no sentido de maior volume gasoso, pois o
aumento do volume minimiza a redução da pressão.
Ex4:
Considere a reação abaixo:
N2 + 3 H2 
1 mol + 3 mol
4 mols
de volume
2 NH3
2 mol
2 mols
de volume
Aumentando a pressão total
desloca o equilíbrio para o lado de
menor volume (menor quantidade
total de mols).
Reduzindo a pressão total
desloca o equilíbrio para o lado de
maior volume (maior quantidade
total de mols).
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C) EFEITO DA TEMPERATURA
Para observarmos o efeito da temperatura nos
equilíbrios, devemos verificar se a reação é exotérmica
ou endotérmica.
Ex5:
Exo.
N2(g) + O2(g)  2 NO(g)
H = – 88 kJ
Endo.
O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no
sentido endotérmico (esquerda).
A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no
sentido exotérmico (direita).
# I.P.C: A constante de equilíbrio químico varia com
te per tur p i é regid pe
ei d “r pidez”
das reações químicas.
# RESUMINDO:
PERTURBAÇÃO
DESLOCAMENTO
Kc e Kp

 [ ] componente
No sentido oposto
Não
Sim
 [ ] componente
No mesmo sentido
Não
Sim
 Pressão total
No sentido de  volume
Não
Sim
 Pressão total
No sentido de  volume
Não
Sim
 Temperatura
No sentido endotérmico
Sim
Sim
 Temperatura
No sentido exotérmico
Sim
Sim
Adição do Catalisador
Não
Não
Não
Exercício23: O metanol, apesar de tóxico, é muito
importante em laboratórios, indústrias e também como
combustível. Pode ser sintetizado a partir de monóxido de
carbono e gás hidrogênio através da reação de equação:
CO(g) + 2H2(g)  CH3OH(g) ∆H <
O rendimento na produção de álcool é favorecido:
a) a baixas pressões
b) a altas temperaturas
c) pelo aumento da concentração de H2
d) pela adição de catalisador
e) pela diminuição da concentração de CO
Exercício24: Uma das condições que desloca o equilíbrio
químico:
2SO3(g)  2SO2(g) + O2(g)
∆H>O
para a direita é:
a) aumento da temperatura ou adição de catalisador.
b) aumento da temperatura ou remoção de SO3(g).
c) adição de O2(g) ou aumento da pressão.
d) adição de catalisador ou adição de SO2(g).
e) remoção de SO2(g) ou diminuição da pressão.
Exercício25: O equilíbrio N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) é
deslocado para os produtos com o aumento da pressão e
com a diminuição da temperatura. Pode-se concluir que a
reação de formação do gás amoníaco é:
a) Exotérmica e ocorre com o aumento de volume.
b) Exotérmica e ocorre com a conservação do volume.
c) Exotérmica e ocorre com a diminuição do volume.
d) Endotérmica e ocorre com aumento de volume.
e) Endotérmica e ocorre com diminuição de volume.
Exercício26: Na química ambiental, particularmente no
controle da ocorrência da chuva ácida, têm particular
importância as reações entre os gases dióxido de enxofre e
oxigênio para originar o trióxido de enxofre, o qual,
combinando-se com água, forma o ácido sulfúrico,
segundo as reações assim equacionadas:
A) 2 SO2(g) + O2(g)  2 SO3(g) + 46 kcal
B) SO3(g) + H2O(l) → H2SO4(aq)
Observe com atenção os fatores a seguir.
I. injeção de O2
II. elevação da temperatura
III. redução da temperatura
IV. redução da pressão
V. elevação da pressão
Ao se processarem as reações representadas em um
recipiente fechado, assinale a opção cujos fatores, atuando
sobre a reação A, tendem a aumentar a produção de ácido
sulfúrico na reação B:
a) I e II apenas
d) I, III e V
b) I e III apenas
e) II, IV e V
c) II e IV apenas
Exercício27: 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:
CH3-NH2(aq) + H2O(L)  CH3-NH3+(aq) + OH–(aq)
Segundo o princípio de Le Chatelier, o cheiro
desaparece porque:
a) A adição do limão (H+) neutraliza íons 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.
Exercício28: Os refrigerantes são conhecidos como
bebidas carbonatadas, em que ocorre o equilíbrio:
H2CO3(aq)  H2O + CO2(g)
Com garrafa fechada, o equilíbrio de reação é mantido
pela pressão de CO2 gasoso no interior da garrafa. Após a
abertura da garrafa, ocorre perda de CO2 (deslocamento
de equilíbrio), alterando o sabor do refrigerante.
Qual a maneira mais eficiente de deslocar o equilíbrio
da reação em sentido contrário, reduzindo o
desprendimento do gás?
a) Utilizar uma tampa que injeta ar no interior da garrafa.
b) Deformar o recipiente para reduzir o volume ocupado
pelo gás.
c) Substituir a tampa da garrafa por colher e mantê-la na
geladeira.
d) Guardar a garrafa deitada.
e) Introduzir pequenos cristais de gelo no interior da
garrafa.
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