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Reações em Equilíbrio

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Teoria

A ideia aqui não é fazer de você um especialista em equilíbrio químico, mas sim te apresentar os principais conceitos de equilíbrio pra gente poder aprofundar nosso conhecimento de ácidos e bases, valeu?

Se achar que não precisa, fique a vontade para pular pra próxima teoria!

Eaí, o que é equilíbrio?

Pois bem, digamos que a gente colocou em um reator H 2 e N 2 . Depois de um tempo teremos N H 3 lá dentro, de acordo com a reação reversível (quando os produtos também reagem para formar os reagentes):

3 H 2 + N 2 ⇄ 2 N H 3

Funciona mais ou menos assim: o H 2 e o N 2 vão reagindo e formando N H 3 . Assim a concentração de H 2 e de N 2 no meio vai diminuindo, diminuindo... Enquanto a concentração de N H 3 vai aumentando, aumentando...

Até que algumas moléculas de N H 3 pensam “caraca, a gente tá acabando com as moléculas de H 2 e N 2 ” e começam a fazer o caminho inverso, reagindo entre si para formar H 2 e N 2 . Na verdade, desde o começo do processo, a reação inversa já estava acontecendo. Mas ela se torna mais importante quanto maior for a concentração de N H 3 no meio.

Então assim, a ideia do equilíbrio na verdade é balancear a quantidade de reagente e de produto que temos no nosso meio!

Agora, pensa aqui comigo: se a velocidade de produção de N H 3 for igual à velocidade de decomposição do N H 3 em H 2 e N 2 , as concentrações das três substâncias no meio não vão mudar, certo? Vão ser constantes.

Nesse ponto, dizemos que a reação atingiu o equilíbrio. Para reações que envolvem um equilíbrio, a setinha que é usada é essa: “ ⇌ ”.

No equilíbrio, as velocidades direta e inversa são iguais, e as concentrações são constantes.

Uma consequência disso, é que o equilíbrio só é atingido em sistemas fechados. Porque não podemos ter perda de massa se queremos concentrações constantes. E também, quando a temperatura é constante, pois a velocidade das reações é afetada pela temperatura, show?

Nesse primeiro gráfico aí de baixo, a gente mostra que o equilíbrio é atingido quando as velocidades das reações direta e inversa se tornam iguais.

Já nesses outros aqui, mostramos que o equilíbrio é atingido quando a concentração, indicada por “[ ]”, dos reagentes e produtos se tornam constantes.

Classificação do Equilíbrio

Em relação à natureza das substâncias em equilíbrio, a gente divide eles em:

Equilíbrio molecular: quando apenas moléculas estão em equilíbrio.

Equilíbrio iônico: quando o equilíbrio envolve pelo menos um íon.

Em relação ao tipo de sistema em equiíbrio, a gente pode classificar eles em:

Equilíbrio homogêneo: quando só existe uma fase no sistema.

Equilíbrio heterogênero: quando o sistema é formado por 2 ou mais fases. Tipo em sistemas aquosos, quando ocorre formação de gás ou de precipitado.

Deslocamento do Equilíbrio

Se uma reação entra em equilíbrio, ela tende a ficar em equilíbrio pra sempre. Ou seja, se você colocou aquele H 2 e aquele N 2 , lá do começo da teoria, pra formar N H 3 , não adianta você esperar anos pra ver se o rendimento vai aumentar. A quantidade máxima de N H 3 formada é aquela do equilíbrio.

Mas e agora? Como é que eu faço se eu precisar aumentar a produtividade?

As concentrações só vão ser alteradas se você perturbar o equilíbrio.

Pelo Princípio de Le Chatelier: “Quando um sistema em equilíbrio sofre uma perturbação qualquer, ele se desloca espontaneamente no sentido que tende a anular essa perturbação, procurando se ajustar novamente em equilíbrio.”

E como que a gente pode perturbar um sistema?

A gente pode:

  • Variar a concentração. O conceito é muito simples, se você quer aumentar a quantidade de produto, aumenta a quantidade de reagente! Se você adicionar mais reagente no meio, o equilíbrio se desloca a fim de consumir mais desse cara, consequentemente formando mais produto. O contrário também acontece: se for colocado excesso de produto no meio, o equilíbrio vai se descolar pra consumir esse produto.

    • ↑ R e a g e n t e s =   ↑ P r o d u t o s

  • Variar a pressão. Se a gente aumentar a pressão do sistema, o equilíbrio vai se deslocar no sentido que tem menos mols gasosos. Se a gente diminuir a pressão, mais mols gasosos serão formados. Isso é uma tentativa do sistema voltar ao equilíbrio.

    • ↑ P =   ↓ g a s e s

    ↓ P = ↑ g a s e s

  • Variar a temperatura. Se a reação for endo/exotérmica, o equilíbrio é sensível à temperatura. Nesse caso, ao aumentar a temperatura, a gente favorece o sentido endotérmico (que precisa de calor pra ocorrer). Abaixamento de temperatura favorece o sentido exotérmico (como se o equilíbrio tivesse tentando “reaquecer” o meio).

Observações importantes:

  • Catalisador não desloca o equilíbrio porque aumenta a velocidade direta e inversa igualmente.
  • Se o número de mols gasosos nos reagentes for igual ao número de mols gasosos nos produtos, variações na pressão não alteram o equilíbrio.
  • Uma vez que o equilíbrio é reestabelecido, K c e K p seguem válidos.

Ei mas pera ai, o que que são K c e K p ? Vemo comigo que eu vou te explicar já já!

Constantes de Equilíbrio

Pra ter noção das quantidades de produtos formados em relação às quantidades de reagentes restantes no equilíbrio, a gente faz uma razão entre esses caras.

p r o d u t o s r e a g e n t e s

Essa razão nos dá um ideia de rendimento da reação.

Como, no equilíbrio, as quantidades/concentrações são constantes, a razão entre elas também é constante. Por isso, chamamos essa razão aí de cima de constante de equilíbrio.

A gente pode calcular essa razão em termos de concentração ou em termos de pressão parcial.

Em termos de concentração, a constante fica assim:

K c = P R

Mas cada produto e cada reagente vai ser elevado ao seu coeficiente.

Vamos ver como isso funciona na reação aí de baixo:

2 S O 3 ( g ) ⇌ 2 S O 2 ( g ) + O 2 ( g )

K c = S O 2 2 . [ O 2 ] S O 3 2 = S O 2 . S O 2 . [ O 2 ] S O 3 . [ S O 3 ]

Ou seja, produto dividido por reagente, sendo que diferentes produtos se multiplicam entre si e diferentes reagentes se multiplicam entre si.

Detalhe importante: sólidos e líquidos puros não entram no cálculo de K c . No lugar deles a gente coloca um “1”.

C a O ( s ) + C O 2 ( g ) ⇌ C a C O 3 ( s )

K c = 1 C O 2

Pra constante em termos de pressão parcial, fica igual mas diferente.

Na fórmula do K p só entram substâncias gasosas, e não vamos usar suas concentrações, mas sim suas pressões parciais.

K p = p P p R

Aquele “ p i ” indica “pressão parcial”, e é calculado multiplicando a fração molar da susbtância ( x i ) pela pressão global do sistema ( p ).

p i = x i . p

Pra exemplificar:

H 2 ( g ) + I 2 ( g ) ⇌ 2 H I ( g )

K p = ( p H I ) 2 p H 2 . ( p I 2 )

Dá pra relacionar Kc e Kp ?

Dá sim! Usando a equação dos gases:

P . V = n . R .   T

Sabendo que n V dá pra gente a concentração em m o l L e que P indica a pressão do sistema, a gente consegue fazer alguns algebrismos e chegar na seguinte expressão:

K p = K c ( R T ) ∆ n

Onde R é a constante dos gases ideais, T é a temperatura e ∆ n é a diferença do número de mols dos produtos em relação ao número de mols dos reagentes na reação química.

Então, numa reação a A + b B ⇌ c C + d D

∆ n = a + b - ( c + d )

Além das constantes, também utilizamos o grau de equilíbrio (𝛼), dado por:

α = n ú m e r o   d e   m o l é c u l a s   q u e   r e a g i r a m n ú m e r o   d e   m o l é c u l a s   i n i c i a l

Calma, vai ficar tudo bem!

Tem um monte de exercícios ótimos que vão te ajudar a fixar isso tudo 😊

Classificação do Equilíbrio

Deslocamento do Equilíbrio

Constantes de Equilíbrio

Dá pra relacionar Kc e Kp ?

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Elaboração própria.

Dada a reação:

X 2 ( a q ) + 3 Y 2 ( a q ) ⇌ 2 X Y 3 ( a q )

Verificou-se no equilíbrio, a 1000°C, que as concentrações em mol/L eram: X 2 = 0,20 ,   Y 2 = 0,20 , X Y 3 = 0,60 . Determine o valor de K c .

Passo 1

Vamos começar montando a fórmula de K c , de acordo com a equação química.

K c = [ X Y 3 ] 2 X 2 . [ Y 2 ] 3

Certo? Produtos sobre reagentes e cada termo elevado ao coeficiente de cada espécie.

Passo 2

Partiu calcular? Só substituir pelos valores dados, certo?

K c = [ 0,60 ] 2 0,20 . [ 0,20 ] 3 = 225

Atenção às unidades!!!

Se todas as concentrações aí estão em mol/L, a unidade do nosso K c será:

( m o l L ) 2 ( m o l L ) 4 = m o l / L - 2  

Portando:

K c = 225 m o l L - 2

Ou   L / m o l 2 , L 2 . m o l - 2 ... como você preferir.

Resposta

K c = 225   m o l / L - 2

Exercício Resolvido #2

USP/IQSC – Lista de Equilíbrio Químico. Prof. Albérico. Questão 11.

Quando 1,00 g de I 2 gasoso é aquecido até 1000   K em um recipiente fechado de 1,00   L , a mistura em equilíbrio resultante contém 0,830 g de I 2 . Calcule K c para a reação de dissociação I 2 ( g ) ⇌ 2 I ( g ) .

Passo 1

Bom, a gente sabe só de olhar pra equação, que a fórmula para calcular o K c será:

K c = [ I ] 2 [ I 2 ]

O “problema” aqui vai ser a gente descobrir as concentrações de I e I 2 que estão em equilíbrio, pra substituir ali no K c .

Passo 2

O enunciado nos diz que a mistura em equilíbrio contém 0,830 g de I 2 . Como massa se conserva e, inicialmente, tínhamos 1,00 g de I 2 , concluímos que 0,170 g de I foram formadas.

1,00 - 0,830 = 0,170

E precisamos calcular o que isso representa em termos de n , número de mols.

Segundo a tabela periódica:

M M I = 126,90   g / m o l

Portanto,

M M I 2 = 2   .   126,90 = 253,80   g / m o l

E podemos calcular o número de mols de cada componente no equilíbrio:

n I 2 = m I 2 M M I 2 = 0,830 253,80 = 3,27 . 10 - 3   m o l

n I = m I M M I = 0,170 126,90 = 1,34 . 10 - 3   m o l

E como o sistema está confinado em V = 1,00   L , podemos dizer que as concentrações desses caras no equilíbrio são equivalentes a:

I 2 = 3,27 . 10 - 3 m o l L

I = 1,34 . 10 - 3 m o l L

Passo 3

Hora de jogar tudo na fórmula, depois jogar tudo na calculadora, certo?

K c = [ I ] 2 [ I 2 ]

K c = [ 1,34 . 10 - 3 ] 2 [ 3,27 . 10 - 3 ] = 5,49 . 10 - 4

Resposta

K c = 5,49 . 10 - 4

Exercício Resolvido #3

UFPR – Lista de exercícios de Química Geral. Prof. Eduardo Lemos de Sá. Questão 03.

Considere que em um recipiente a 425°C, os gases H I , H 2 e I 2 são misturados de forma que, após o equilíbrio químico ser atingido, as concentrações são iguais a H I = 3,53.1 0 - 3   m o l / L , H 2 = I 2 = 4,79.1 0 - 4   m o l / L . Pede-se:

a) O valor de K c ° nesta temperatura.

b) Se H 2 fosse adicionado de forma que a sua concentração inicial seja igual a 8,79.10 - 4   m o l . L - 1 , determine as novas composições no equilíbrio.

Passo 1

Aqui a questão vai ser “montarmos” a equação química, que não foi dada.

Mas vamos pensar juntos. Sabemos que temos H I , H 2 e I 2 reagindo entre si. A única forma disso acontecer é o H I formando os outros dois gases. Ou o contrário.

2 H I ⇌ H 2 + I 2

Se você resolver “pensar ao contrário”, diga-se H 2 + I 2 ⇌ 2 H I , seu K c será igual ao inverso do K c que vamos mostrar aqui, ok?

Passo 2

a) Baseados em 2 H I ⇌ H 2 + I 2

Podemos montar nossa K c como:

K c = I 2 . [ H 2 ] [ H I ] 2

E utilizando as concentrações fornecidas:

K c = ( 4,79 . 10 - 4 ) . ( 4,79 . 10 - 4 ) ( 3,53.1 0 - 3 ) 2 = 1,84.1 0 - 2

Repara que esse K c é adimensional, porque estamos dividindo m o l / L 2 por m o l / L 2 .

Passo 3

b) No item b a gente adiciona H 2 ao sistema, tal que sua concentração paasa a ser igual a 8,79.10 - 4   m o l . L - 1 .

A gente sabe que alterar concentrações desloca o equilíbrio. Mas isso não altera o K c .

O equilíbrio vai se deslocar de modo a consumir esse excesso de H 2 e, assim que o equilíbrio seja reestabelecido (concentrações constantes), o K c também é reestabelecido.

Pro item b, vamos precisar usar uma tabela de equilíbrio, com essa carinha aqui:

No início, temos as concentrações de H I e I 2 do item a mantidas e a concentração de H 2 alterada para 8,79.10 - 4   m o l . L - 1 .

Não sabemos as quantidades que reagem, mas sabemos que a cada mol de H 2 que reagir, um mol de I 2 também irá reagir. Como o equilíbrio está deslocado no sentido de formação de H I , este não será consumido, mas formado. E a cada mol de H 2 que reagir, 2 mols de H I será formado, de acordo com a estequiometria da reação.

No equilíbrio, a quantidade de H I será a quantidade inicial mais o que foi formado.

H I = 3,53 . 10 - 3 + 2 x

E as concentrações de I 2 e H 2 serão as concentrações iniciais menos o que reagiu.

H 2 = 8,79.1 0 - 4 - x

I 2 = 4 , 79.1 0 - 4 - x

Passo 4

Para calcular o x e, assim, as concentrações em equilíbrio, usamos o fato de que o K c será mantido.

K c = 1,84.1 0 - 2 = I 2 . [ H 2 ] [ H I ] 2 = ( 4,79 . 10 - 4 - x ) ( 8,79 . 10 - 4 - x ) ( 3,53 . 10 - 3 + 2 x ) 2

Fazendo a distributiva em cima e resolvendo o quadrado em baixo:

1,84 . 10 - 2 = 4,21 . 10 - 7 - 4,79 . 10 - 4 . x - 8,79 . 10 - 4 . x + x 2 1,25 . 10 - 5 + 1,41 . 10 - 2 x + 4 x 2

Passando o termo de baixo para a esquerda e juntando os termos semelhantes em cima:

7,36 . 10 - 2 x 2 + 2,59 . 10 - 4 x + 2,30 . 10 - 7 = x 2 - 1,36 . 10 - 3 x + 4,21 . 10 - 7

Juntando os termos semelhantes e igualando a zero (já tá sentindo o báskara né?).

- 9,26 . 10 - 1 x 2 + 1,62 . 10 - 3 x - 1,91 . 10 - 7 = 0

9,26 . 10 - 1 x 2 - 1,62 . 10 - 3 x + 1,91 . 10 - 7 = 0

x = 1,62 . 10 - 3 ± - 1,62 . 10 - 3 2 - 4   .   9,26 . 10 - 1 .   1,91 . 10 - 7 2   .   9,26 . 10 - 1

x = 1,62 . 10 - 3 ± 1,92 . 10 - 6 1,85

x = 1,62 . 10 - 3 ± 1,38 . 10 - 3 1,85

x ' = 1,62 . 10 - 3                     x " = 1,30 . 10 - 4

Portanto, as concentrações após o equilíbrio ser reestabelecido serão:

H I = 3,53 . 10 - 3 + 2 x = 3,53 . 10 - 3 + 2 . 1,62 . 10 - 3 = 3,53 . 10 - 3   m o l / L

H 2 = 8,79.1 0 - 4 - x = 8,79.1 0 - 4 - 1,62 . 10 - 3 = - 7,41 . 10 - 4   m o l / L

Opa!!! Concentração negativa não pode!!! Então sabemos que o nosso x ' não é adequado. Vamos usar o x " .

H I = 3,53 . 10 - 3 + 2 x = 3,53 . 10 - 3 + 2 . 1,30 . 10 - 4 = 3,79 . 10 - 3   m o l / L

H 2 = 8,79.1 0 - 4 - x = 8,79.1 0 - 4 - 1,30 . 10 - 4 = 7,49 . 10 - 4   m o l / L

I 2 = 4,79.1 0 - 4 - x = 4,79.1 0 - 4 - 1,30 . 10 - 4 = 3,49.1 0 - 4   m o l / L

Resposta

a) K c = 1,84.1 0 - 2

b) H I = 3,79 . 10 - 3   m o l / L

H 2 = 7,49 . 10 - 4   m o l / L

I 2 = 3,49.1 0 - 4   m o l / L

Exercício Resolvido #4

UFPR – Lista de Exercícios de Química Geral. Professor Eduardo Lemos de Sá. Questão 01.

Considere a seguinte reação em equilíbrio químico:

2 C l 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) ⇄ 4 H C l ( g ) + O 2 ( g )

Sabe-se que K p ° = 0,0752 atm a 480°C. Pergunta-se:

a) Qual é o valor de K p ° para a reação 4 H C l ( g ) + O 2 ( g ) ⇄ 2 C l 2 ( g ) + 2 H 2 O ( g ) ?

b) E para a reação C l 2 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄ 2 H C l ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) ?

c) Calcule K c ° para a reação do item b.

Passo 1

a) Pelo enunciado, sabemos que:

K p ° = p H C l 4 . ( p O 2 ) 1 ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 = 0,0752

E queremos calcular:

K p ° ' = ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 p H C l 4 . ( p O 2 ) 1

Basta a gente perceber que:

K p ° ' = 1 K p ° = 1 0,0752 = 13,30   a t m - 1

Ou seja, a constante de equilíbrio da reação direta é o inverso da constante de equilíbrio da reação inversa.

Passo 2

b) Sabendo que:

K p ° = p H C l 4 . ( p O 2 ) 1 ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 = 0,0752   a t m

Agora precisamos calcular a constante correspondente à seguinte reação:

C l 2 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄ 2 H C l ( g ) + 1 2 O 2 ( g )

K p ° " = p H C l 2 . ( p O 2 ) 0,5 ( p C l 2 )   . ( p H 2 O )  

A relação existente entre K p ° " e K p ° é:

K p ° " = K p ° 2

K p ° " = p H C l 2 . ( p O 2 ) 0,5 ( p C l 2 )   . ( p H 2 O )   = p H C l 4 . ( p O 2 ) 1 ( p C l 2 ) 2 . ( p H 2 O ) 2 = 2 K p ° 2 = 0,0752 2 = 0,2742   ( a t m ) 1 2

Passo 3

c) Lembra da relação existente entre K c ° e K p ° ?

K p ° =   K c ° . ( R T ) ∆ n

Já calculamos o K p ° pro item b. O valor de R equivale a 0,082   a t m . L . m o l - 1 . K - 1 . E a temperatura foi dada como 480 ° C = 753   K .

O ∆ n será dado por: n p r o d u t o s - n r e a g e n t e s .

Para C l 2 ( g ) + H 2 O ( g ) ⇄ 2 H C l ( g ) + 1 2 O 2 ( g ) , temos:

∆ n = 2 + 1 2 - 1 + 1 = 0,5   m o l

Portanto:

K p ° =   K c ° . ( R T ) ∆ n

0,2742 =   K c ° . 0,082.753 0,5

K c ° =   0,03489   m o l L 1 2

Resposta

a) 13,30   a t m - 1

b) 0,2742   ( a t m ) 1 2

c) 0,03489   m o l L 1 2

Exercício Resolvido #5

USP/IQSC. Lista de Equilíbrio Químico do Prof. Albérico. Questão 15.

A constante de equilíbrio K c para a reação N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⇌ 2 N O ( g ) a 1200°C é 1,00 . 10 - 5 . Calcule a concentração molar de N O , N 2 e O 2 no equilíbrio a 1200 °C em um recipiente de reação de 10,00   L que inicialmente continha 0,0140   mol de N 2 e 0,214 mol de O 2 .

Passo 1

A partir da reação química fornecida, deduzimos a fórmula do K c como:

K c = [ N O ] 2 N 2 . [ O 2 ] = 1,00 . 10 - 5

Para relacionar as quantidades iniciais dos reagentes e produto com suas respectivas quantidades no equilíbrio, vamos precisar daquela tabelinha marota de equilíbrio:

Perceba que no início, o enunciado nos diz que temos 0,0140 mol de N 2 em 10,00 L de volume? Por isso que o valor que vai ali pra tabela é 0,00140! Estamos trabalhando com concentração... mol/L.

0,0140   m o l 10,00   L = 1,4 . 10 - 3 m o l / L

Você pode trabalhar com mol ao invés de mol/L, mas no final precisa passar a sua resposta pra concentração, ok?

Fizemos o mesmo pro O 2 .

Os reagentes reagem na razão estequiométrica de 1 para 1. Por isso que, se x mol/L de N 2 reagem, x mol/L de O 2 reagem. E a quantidade de N O formada é 2 vezes x .

Passo 2

Com a tabela devidamente preenchida, vamos calcular nossas concentrações, com o auxílio do K c .

K c = 1,00 . 10 - 5 = [ N O ] 2 N 2 . [ O 2 ] = ( 2 x ) 2 1,40 . 10 - 3 - x . ( 2,14 . 10 - 2 - x )

Agora é matemática!

1,00 . 10 - 5 = 4 x 2 3,00 . 10 - 5 - 2,28.1 0 - 2 x + x 2

1,00 . 10 - 5 x 2 - 2,28 . 10 - 7 x + 3,00 . 10 - 10 = 4 x 2

4,00 x 2 + 2,28 . 10 - 7 x - 3,00 . 10 - 10 = 0

Por Bhaskara:

x = - 2,28 . 10 - 7 ± ( 2,28 . 10 - 7 ) 2 - 4.4,00 . - 3,00 . 10 - 10 8,00

x = - 2,28 . 10 - 7 ± 6,93 . 10 - 5 8,00

x ' = 8,63 . 10 - 6                 x " = - 8,69 . 10 - 6

Um valor de x negativo ( x < 0 ) levaria a um valor negativo para a concentração de N O , o que é impossível. Por isso, utilizaremos o valor de x ' .

Passo 3

As concentrações das espécies em equilíbrio serão dadas por:

N 2 = 1,40 . 10 - 3 - x = 1,40 . 10 - 3 - 8,63 . 10 - 6 ≅ 1,40 . 10 - 3   m o l / L

O 2 = 2,14 . 10 - 2 - x = 2,14 . 10 - 2 - 8,63 . 10 - 6 ≅ 2,14 . 10 - 2   m o l / L

N O = 2 x = 2   .   8,63 . 10 - 6 = 1,73 . 10 - 5 m o l / L

Um K c tão baixo, na ordem de 1 0 - 5 , nos leva a uma pequena formação do produto e, consequentemente, pequeno consumo dos reagentes.

Resposta

N 2 ≅ 1,40 . 10 - 3   m o l / L

O 2 ≅ 2,14 . 10 - 2   m o l / L  

N O = 1,73 . 10 - 5 m o l / L

Exercício Resolvido #6

USP/IQSC – Lista de Equilíbrio Químico. Prof. Albérico. Questão 06.

Considere o equilíbrio S O 2 ( g ) + N O 2 ( g ) ⇌ N O ( g ) + S O 3 ( g ) a uma temperatura T. No equilíbrio temos 0,2 mol/L de S O 3 , 0,4 mol/L de N O , 0,1 mol/L de N O 2 e 0,2 mol/L de S O 2 . Suponha que agora é acrescentado no recipiente mais 0,3 mol/L de N O 2 . Calcule as novas concentrações de equilíbrio para os reagentes e produtos.

Passo 1

Bora montar nossa tabelinha. Inicialmente o sistema está em equilíbrio nas seguintes quantidades:

Portanto, o K c da reação pode ser calculado por:

K c =   S O 3 . [   N O ] S O 2 . [ N O 2 ] = 0,2 . ( 0,4 ) 0,2 . ( 0,1 ) = 4

Passo 2

Aí o sujeito resolve perturbar o equilíbrio, adicionando +0,3 mols de N O 2 .

O equilíbrio será então deslocado no sentido de consumir o N O 2 em excesso. Portanto, S O 2 e N O 2 vão reagir para formar mais dos produtos até que o equilíbrio seja reestabelecido. Ou seja, até que as concentrações voltem a respeitar o K c .

Bora completar a tabelinha:

Passo 3

E usando o K c , que afinal é uma constante (só vai variar com a temperatura, ok?), calculamos o valor de x .

4 = 0,4 + x . 0,2 + x 0,2 - x 0,4 - x = 0,0 8 + 0,6 x + x 2 0,0 8 - 0,6 x + x 2

0 , 32 - 2,4 x + 4 x 2 = 0 , 08 + 0,6 x + x 2

3 x 2 - 3 x + 0 , 24 = 0

Báskara!

x = 3 ± - 3 2 - 4.3 . 0 , 24 6 = 3 ± 2,4739 6

x ' = 0 , 9123               x " = 0,0 877

Com o nosso x ' as quantidades de S O 2 e N O 2 no equilíbrio ficam negativas, o que é impossível. Portanto vamos usar o x " .

Passo 4

Com x " , as novas concentrações no equilíbrio serão:

S O 2 = 0,2 - 0,0 877 = 0 , 1123 m o l / L

N O 2 = 0,4 - 0,0877 = 0,3123   m o l / L

N O = 0,4 + 0,0877 = 0 , 4877   m o l / L

S O 3 = 0,2 + 0,0877 = 0,2877   m o l / L

Resposta

S O 2 = 0,1123 m o l / L

N O 2 = 0,3123   m o l / L  

N O = 0,4877   m o l / L

S O 3 = 0,2877   m o l / L

Exercício Resolvido #7

UFPR. Lista de exercícios de Química Geral. Prof. Eduardo Lemos de sá. Questão 02.

Considere o seguinte equilíbrio químico:

N 2 ( g ) + O 2 ( g ) + B r 2 ( g ) ⇌ 2 N O B r ( g )

Calcule o valor de K p sabendo-se que T = 298   K e que:

2 N O g + B r 2 g ⇌ 2 N O B r g       K c = 2,0

2 N O g ⇌ N 2 ( g ) + O 2 ( g )     K c = 2,1 . 10 30

Passo 1

Você percebe que a primeira equação química é uma combinação das outras duas?

No caso ela é uma soma da primeira mais o contrário da segunda:

Viu o que aconteceu com o K c da segunda reação? Ao inverter a reação, o K c também foi invertido. Você precisa de provas?

Para a reação “normal”:

2 N O g ⇌ N 2 ( g ) + O 2 g               K c 0 = O 2 . [ N 2 ] [ N O ] 2 = 2,1 . 10 30

Para a reação invertida:

N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⇌ 2 N O g               K c " = [ N O ] 2 O 2 . [ N 2 ] = 1 2,1 . 10 30

Viu?

Passo 2

Agora como a gente vai calcular o valor de K c para:

N 2 ( g ) + O 2 ( g ) + B r 2 ( g ) ⇌ 2 N O B r ( g )

Simples, se ele é a soma de duas outras reações, como a gente mostrou no passo 1, seu K c vai ser a multiplicação dos K c dessas duas equações. Ou seja:

K c = K c ' . K c "   = 2,0 . 1 2,1 . 10 30 = 9,52 . 10 - 31

Não acredita? Olha só:

N 2 ( g ) + O 2 ( g ) + B r 2 ( g ) ⇌ 2 N O B r ( g )         K c = [ N O B r ] 2 N 2 . O 2 . [ B r 2 ]  

Sendo que:

2 N O g + B r 2 g ⇌ 2 N O B r g               K c ' = [ N O B r ] 2 [ N O ] 2 [ B r 2 ] = 2,0

N 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⇌ 2 N O g               K c " = [ N O ] 2 O 2 . [ N 2 ] = 1 2,1 . 10 30

Multiplicando esses dois últimos:

K c ' . K c "   = [ N O B r ] 2 [ N O ] 2 [ B r 2 ] . [ N O ] 2 O 2 . [ N 2 ] = [ N O B r ] 2 N 2 . O 2 . [ B r 2 ] = K c

Prontinho, já sabemos que:

K c = K c ' . K c "   = 2,0 . 1 2,1 . 10 30 = 9,52 . 10 - 31

Passo 3

Mas o enunciado nos pede K p , certo?

K p = K c . ( R T ) ∆ n

O ∆ n da reação N 2 ( g ) + O 2 ( g ) + B r 2 ( g ) ⇌ 2 N O B r ( g ) é igual a ( 2 - 3 ) = - 1 .

Considerando pressão em atm, R = 0,082   a t m . L . m o l - 1 . K - 1 .

Assim:

K p = 9,52 . 10 - 31 . ( 0,082.298 ) - 1 = 3,90 . 10 - 32

Como o enunciado não mostra as unidades das constante, também não nos fixamos nelas aqui.

Resposta

K p = 3,90 . 10 - 32

Exercício Resolvido #8

Elaboração própria.

Considerando que a reação abaixo é endotérica no sentido direto, prediga o sentido de deslocamento do equilíbrio caso:

C l 2 ( g ) + H 2 ( g ) ⇌ H C l ( g )

  1. A pressão seja aumentada
  2. A temperatura seja aumentada
  3. A concentração de H C l seja aumentada
  4. Um catalisador seja adicionado

Passo 1

Primeira coisa que a gente precisa fazer aqui é verificar se a equação tá balanceada. Dá uma olhadinha nela:

C l 2 ( g ) + H 2 ( g ) ⇌ H C l ( g )

Percebeu que tá faltando um 2 do lado do H C l ( g ) ? Vamos ajeitar então:

C l 2 ( g ) + H 2 ( g ) ⇌ 2 H C l ( g )

Agora sim, podeos seguir! Vamos letra por letra:

a) Caso a pressão seja aumentada, o equilíbrio se desloca no sentido que produza menos mols gasosos, numa tentativa de diminuir a pressão do sistema.

Visto a reação, o lado dos reagente tem 2 mols gasosos, e o lado do produto também.

Por isso, caso a gente aumente a pressão do sistema, o equilíbrio não se deslocará pra nenhum dos lados.

Passo 2

b) A temperatura alta favorece o sentido endotérmico, porque ele precisa de energia térmica pra acontecer.

Por isso, ao aumentar a temperatura, favorecemos a formação de H C l , deslocando o equilíbrio no sentido de sua formação.

Passo 3

c) Caso H C l seja adicionado, o equilíbrio irá se deslocar no sentido de consumir esse excesso. Ou seja, o equilíbrio será deslocado no sentido de produção de H 2 e C l 2 .

Passo 4

d) O catalisador não altera o equilíbrio.

Resposta

a) Equilíbrio não será deslocado.

b) Direita.

c) Esquerda.

d) Equilíbrio não será deslocado.

Exercício Resolvido #9

UFPR – Lista de exercícios de Química geral. Professor Eduardo Lemos de Sá. Questão 04.

Na temperatura de 800   K , I 2 ( g ) encontra-se parcialmente dissociado, onde K c = 3,10 . 10 - 5 m o l / L para a reação I 2 ( g ) ⇌ 2 I ( g ) . Um recipiente de 10,00   L contém uma mistura em equilíbrio onde a massa de I é igual a 2,67.1 0 - 2 g de I ( g ) . Pede-se:

a) Determine a massa de I 2 nesta mistura.

b) Determine as massas em equilíbrio se a este mesmo recipiente, inicialmente vazio, nesta mesma temperatura, fosse adicionado 10,50 g de I 2 .

Passo 1

O enunciado tá meio enrolado né? Vamos decifrar um pouquinho. A reação é a seguinte:

  I 2 ( g ) ⇌ 2 I ( g )

E a constante de equilíbrio:

K c = I 2 I 2 = 3,10 - 5   m o l / L

Repara que a unidade de K c já indica que a nossa fórmula pra ela está correta!

Além disso, temos:

V = 10,0   L

m I = 2,67.10 - 2   g

Vamos precisar também da massa molar do iodo. Pela tabela periódica:

M M I = 126,9   g / m o l

Com essas informações já mais claras, podemos determinar o que o enunciado pede! Bora lá.

Passo 2

a) Através da massa de I no sistema e de sua massa molar, vamos calcular o número de mols e a concentração desse cara no meio.

n I = m I M M I = 2,67 . 10 - 2 g 126,90   g / m o l = 2,10 . 10 - 4   m o l

I = n I V = 2,10 . 10 - 4 m o l 10,00   L = 2,10 . 10 - 5 m o l L

Passo 3

Com a concentração de I no meio e o valor de K c , podemos calcular a concentração de I 2 , por:

K c = [ I ] 2 [ I 2 ]

3,10 . 10 - 5 = ( 2,10 . 10 - 5 ) ² [ I 2 ]

I 2 = ( 2,10 . 10 - 5 ) ² 3,10 . 10 - 5 = 1,42 . 10 - 5   m o l / L

E, com a concentração, descobrimos o número de mols. Em seguida, podemos calcular a massa de I 2 presente.

n I 2 = V . I 2 = 10,00   .   1,42 . 10 - 5 = 1,42 . 10 - 4   m o l

m I 2 = n I 2 . M M I 2 = 1,42 . 10 - 4 . 253,8 = 3,6 1 . 10 - 2   g

Chegamos na resposta da letra a:

m I 2 = 3,61.10 - 2   g

Passo 4

b) E se a massa de I 2 fosse 10,50 g ao invés de 3,61.10 - 2 g ?

m I 2 = 10,50   g

M M I 2 = 253,80   g / m o l

n I 2 = m I 2 M M I 2 = 10,50 253,80 = 0,041   m o l

Nesse caso, nós teríamos, inicialmente:

[ I 2 ] i = 0,041   m o l 10,00   L = 4,14 . 10 - 3 m o l / L

Passo 5

Com a concentração de I 2 inicial, podemos montar a tabela do equilíbrio:

E, com o valor de K c , calculamos o valor de x .

K c = 3,10 . 10 - 5 = I 2 I 2 = 2 x 2 4,14 . 10 - 3 - x

1,28 . 10 - 7 - 3,10 . 10 - 5 x = 4 x ²

4 x 2 + 3,10 . 10 - 5 x - 1,28 . 10 - 7 = 0

x = - 3,10 . 10 - 5 ± 3,10 . 10 - 5 2 - 4.4 . - 1,28 . 10 - 7 8 = - 3,10 . 10 - 5 ± 1,43 . 10 - 3 8

x ' = 1,75.1 0 - 4                   x " = - 1,83 . 10 - 4

Como o x " nos leva a valores de concentração negativos, vamos usar o x ' para calcular as concentrações em equilíbrio.

I 2 = 4,14 . 10 - 3 - 1,75 . 10 - 4 = 3,97 . 10 - 3 m o l / L

I = 2   .   1,75 . 10 - 4 = 3,50 . 10 - 4 m o l / L

Passo 6

Como se a gente não tivesse feito contas o suficiente, a gente ainda precisa passar esse resultado pra massa de I 2 e de I no equilíbrio.

n I 2 = V . I 2 = 10,00   . 3,97 . 10 - 3 =   3,97 . 10 - 2   m o l

m I 2 = n I 2 . M M I 2 = 3,97 . 10 - 2 . 253,8 = 10,08   g

A massa de I pode ser calculada da mesma forma ou por diferença.

n I = V . I = 10,00   . 3,50 . 10 - 4 =   3,50 . 10 - 3   m o l

m I = n I . M M I = 3,50 . 10 - 3 . 126,9 = 0,44   g

Por diferença:

m I = 10,50 - 10,08 = 0,42   g

Resposta

a) m I 2 = 3,6 1 . 10 - 2   g

b) m I 2 = 10,08   g         e m I = 0,42   g

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