Reações em Equilíbrio

Resumo Completo

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 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.

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 normalmente 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.

No 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 nos outros, 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.

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 )

E K p e K c guardam uma relação entre si:

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.

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

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.

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.
  • 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.
  • 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:

  • Uma vez que o equilíbrio é reestabelecido, K c e K p seguem válidos.
  • Catalisador não descola 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.

Calma, não surta!

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

Expandir

Exercício Resolvido #1

Enunciado

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 .

MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

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

Enunciado

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 ) .

MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

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

Enunciado

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.

MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

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

Enunciado

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.

MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

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

Enunciado

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 .

MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

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 báskara:

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

Enunciado

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.

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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

Enunciado

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

MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

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

Enunciado

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
MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

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.

Passo 5

Resposta

a) Equilíbrio não será deslocado.

b) Direita.

c) Esquerda.

d) Equilíbrio não será deslocado.

Exercício Resolvido #9

Enunciado

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 a K c = 3,10 . 10 - 5 mol/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 .

MOSTRAR SOLUÇÃO PASSO A PASSO

Passo 1

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 2

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 e, em seguida, 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 = 3,60 . 10 - 3   g

Passo 3

b) Dado a massa de I 2 adicionada, vamos calcular o número de mols e a concentração de I 2 inicial no meio:

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

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

Passo 4

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 5

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 = 3,60 . 10 - 3   g

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

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