Deslocamento do equilibrio

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201Capítulo 5 • EQUILÍBRIOS QUÍMICOS HOMOGÊNEOS
2 DESLOCAMENTO DO EQUILÍBRIO
2.1. Introdução
Equilíbrios, desequilíbrios e reequilíbrios ocorrem freqüentemente em fenômenos físicos, químicos
e biológicos. Um exemplo dessas variações de equilíbrio pode ser dado por um sistema de vasos
comunicantes contendo água:
50 (UFPE) Para a reação
3 H2 (g) " N2 (g) 2 NH3 (g)
as pressões parciais de H2 e N2 no equilíbrio são, respec-
tivamente, 0,400 e 0,800 atm. A pressão total do sistema
é 2,80 atm. Qual é o valor de Kp quando as concentra-
ções são dadas em atmosferas?
a) 1,00 c) 5,00 e) 153,0
b) 3,13 d) 50,0
Sugestão: Lembre-se de que a soma das pressões parciais
é igual à pressão total do sistema.
51 (UFF-RJ) Sabe-se que a amônia é produzida por meio da
seguinte reação em fase gasosa:
3 H2 (g) " N2 (g) 2 NH3 (g)
Considere, para essa reação, Kp % 6,5 $ 10
#3 atm#2 a
450 °C e ∆H0 % #91,8 kJ " mol#1.
a) Determine a quantidade de calor liberada ao se pro-
duzirem 907,0 kg de amônia segundo tal reação.
b) Calcule o valor da pressão parcial do N2 (g) quando as
pressões parciais do NH3 (g) e H2 (g) forem, respecti-
vamente, 60,0 atm e 150,0 atm.
52 (PUC-SP) A reação entre o gás nitrogênio (N2) e o gás
hidrogênio (H2) produz o gás amônia (NH3). Em um reci-
piente fechado de 10 L, a 800 K, foram colocados 5 mol
de N2 e 20 mol de H2.
Considerando que o rendimento dessa reação nessas con-
dições é de 40% e que não houve variação de temperatu-
ra, a relação entre a pressão final e a inicial do sistema é:
a) p f % 0,84 pi c) p f % 1,19 pi e) p f % 0,6 pi
b) p f % pi d) p f % 0,4 pi
53 (Unicap-PE) Suponha a síntese a seguir:
A (g) " B (g) AB (g)
Se as pressões iniciais de A (g) e B (g) forem, respectiva-
mente, 3 atm e 2 atm, a pressão total, no equilíbrio, será
4,2 atm. Nas condições indicadas, identifique as alterna-
tivas corretas.
a) A reação não pode atingir o equilíbrio.
b) A pressão de A (g), no equilíbrio, será 2,2 atm.
c) A pressão de AB (g), no equilíbrio, será 2,2 atm.
d) O grau de dissociação será 40%, em relação a B.
e) A pressão de B (g), no equilíbrio, será 0,8 atm.
Estado inicial de equilíbrio Estado final com um novo equilíbrio
Água
Após a adição
de mais água
Nível final
Nível inicial
No estado inicial, a água está em equilíbrio (parada), apresentando-se em um certo nível; adicionan-
do-se uma nova porção de água, o equilíbrio inicial é perturbado; após esse desequilíbrio momentâneo,
a água se desloca e atinge um novo estado de equilíbrio, em um nível final mais alto que o inicial.
Nas reações químicas acontecem fatos semelhantes. Vimos, no item anterior, que toda reação
reversível tende para um estado de equilíbrio. Atingido o equilíbrio, as velocidades das
reações direta e inversa permanecem iguais; em conseqüência, a reação química fica como se tivesse
parado e as quantidades de reagentes e produtos não mais se alteram. Em outras palavras, a partir do
instante de equilíbrio, o rendimento da reação permanece fixo.
É muito importante aprendermos como seria possível perturbar um equilíbrio, aumentando a velo-
cidade de uma de suas reações. Assim, por exemplo, se conseguirmos aumentar a velocidade da
reação direta iremos, sem dúvida, aumentar o rendimento da reação, o que é muito importante, do
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ponto de vista econômico, principalmente para as reações industriais. Esse “truque” é denominado
deslocamento do equilíbrio. Sendo assim, podemos dizer que:
Deslocamento do equilíbrio é toda e qualquer alteração da velocidade da reação
direta ou da reação inversa, provocando modificações nas concentrações das substâncias e
levando o sistema a um novo estado de equilíbrio.
Quando a velocidade da reação direta aumenta (A " B C " D), dizemos que o equi-
líbrio está se deslocando para a direita; pelo contrário, quando aumenta a velocidade da reação inversa
(A " B C " D), dizemos que o equilíbrio está se deslocando para a esquerda. Os dois
acontecimentos são porém passageiros, pois o sistema sempre caminhará para um novo equilíbrio.
Os fatores externos que podem deslocar um equilíbrio químico são:
• alteração das concentrações de um ou mais participantes do equilíbrio;
• alteração da pressão total sobre o sistema;
• alteração da temperatura do sistema.
Vamos estudar, a seguir, a ação de cada um desses fatores, antecipando que o deslocamento do
equilíbrio acaba sempre obedecendo a uma idéia geral e bastante simples — o princípio de Le Chatelier —,
cujo enunciado é:
Quando um fator externo age sobre um sistema em equilíbrio, este se desloca, procu-
rando minimizar a ação do fator aplicado.
2.2. Influência das concentrações dos participantes do equilíbrio
Vamos considerar, por exemplo, a seguinte reação reversível:
CH3COOH (l) " C2H5OH (l) CH3COOC2H5 (l) " H2O (l)
Agora acompanhe, passo a passo, as explicações seguintes com a seqüên-
cia de figuras ao lado.
Comprova-se experimentalmente que, misturando-se 1 mol de ácido
acético e 1 mol de álcool etílico (quantidades iniciais) e mantendo-se a mistura
em ebulição por várias horas, a reação chega a um estado de equilíbrio no qual
estarão presentes as seguintes quantidades (quantidades finais):
0,333 mol de
ácido acético
0,333 mol de
álcool etílico








"
0,666 mol de
acetato de etila
0,666 mol
de água








"
Nesse caso, podemos dizer que o rendimento da reação foi de 0,666 mol
(ou 66,6%) de acetato de etila. A partir desse instante, as concentrações dos
participantes permanecerão constantes (se a temperatura não mudar). Vamos
então calcular o valor da constante Kc desse equilíbrio:
K K Kc
3 2 5 2
3 2 5
c c
[CH COOC H ][H O]
[CH COOH] [C H OH]
0,666 0,666
0,333 0,333
4% % %⇒ ⇒"
"
0,333 mol de ácido
0,333 mol de álcool
0,666 mol de acetato
0,666 mol de água
1 mol de ácido
1 mol de álcool
Sistema inicial
Tempo
1 equilíbrio
Henry Louis Le Chatelier
Engenheiro metalúrgico e químico, nasceu na França, em 1850, e faleceu em
1936. Foi professor na Escola de MInas de Paris (1877) e na Universidade de Paris
(1908). Grande autoridade em metalurgia, metalografia, cimentos, vidros, com-
bustíveis e explosivos, publicou vários livros sobre esses assuntos. Em 1895,
projetou o maçarico acetilênico. Sempre procurou mostrar a necessidade da
união entre a Química pura e a aplicada, na resolução de problemas industriais.
Estudando o andamento das reações, percebeu que era possível prever o sentido
de deslocamento dos equilíbrios químicos, criando então a afirmativa que hoje é
conhecida como lei ou princípio de Le Chatelier (1888).
Ácido acético Álcool etílico Acetato de etila Água
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203Capítulo 5 • EQUILÍBRIOS QUÍMICOS HOMOGÊNEOS
Vamos supor agora que se adicione 1 mol de ácido acético a esse sistema
em equilíbrio. Instantaneamente, o sistema ficará com 1,333 mol de ácido
acético (1 mol " 0,333 mol). O equilíbrio é então perturbado; mas, uma vez
que a temperatura não mudou, o valor da constante de equilíbrio permane-
ce inalterado (Kc % 4). No entanto, se calcularmos o quociente da reação (Qr)
no instante da adição, teremos:
Q Kr c
0,666 0,666
1,333 0,333
0,999 4% % ' %"
"
O que irá acontecer então? O sistema procura encontrar um novo estado
de equilíbrio. Momentaneamente, a reação direta se acelera em relação à
reação inversa. Desse modo, formam-se novas quantidades dos produtos da rea-
ção (acetato de etila e água), ao mesmo tempo que se consome parte dos
reagentes (ácido acético e álcool etílico). Na fórmula de Qr, esse fato seria expres-
so da seguinte maneira: o numerador vai aumentando e o denominadorvai
diminuindo — até o valor de Qr atingir novamente o valor da constante de
equilíbrio (Kc % 4).
Ao fim de certo tempo, o sistema alcançará um novo estado de equilíbrio,
no qual teremos:
1,154 mol de
ácido acético
0,154 mol de
álcool etílico








"
0,845 mol de
acetato de etila
0,845 mol
de água








"
Recalculando o valor de Kc, teremos:
K Kc c
0,845 0,845
1,154 0,154
4% %"
"
⇒
Esse resultado indica que o sistema está de novo em equilíbrio. É também
importante notar que o rendimento da reação aumentou, pois temos agora
0,845 mol (ou 84,5%) de acetato de etila e de água.
O gráfico a seguir mostra também o andamento do fenômeno ocorrido
(compare os valores do gráfico com os valores do exemplo dado):
1,333 mol de ácido
0,333 mol de álcool
0,666 mol de acetato
0,666 mol de água
O sistema está procurando
um novo equilíbrio
1,154 mol de ácido
0,154 mol de álcool
0,845 mol de acetato
0,845 mol de água
O sistema atingiu
um 2 equilíbrio
Adição de 1 mol
de CH3COOH
Concentração (mol/L)
1,00
0,80
0,60
0,40
0,20
Estado inicial
Início da
reação
Tempo
1,20
1,40
0
Adição de ácido
Ácido ou álcool
Acetato ou água
Primeiro estado
de equilíbrio
Segundo estado
de equilíbrio
Perturbação do equilíbrio
Acetato ou água
Ácido
Álcool
Á
ci
do
1,154
0,845
0,666
0,333
0,154
1 equilíbrio
2
eq
ui
líb
ri
o
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Todo o raciocínio anterior foi conduzido considerando-se a adição de certa quantidade de CH3COOH
(no exemplo, 1 mol) ao primeiro estado de equilíbrio. Raciocínio análogo pode ser aplicado aos casos
de adição de C2H5OH, ou CH3COOC2H5, ou ainda H2O. A conclusão geral a que chegaremos — que
vale para qualquer outro equilíbrio químico — é a esquematizada abaixo:
Surge então uma nova pergunta: o que acontecerá ao equilíbrio se, em vez de adicionarmos, nós
retirarmos algum dos participantes? Raciocinando, mais uma vez, como foi feito no exemplo inicial,
concluímos que, em qualquer equilíbrio, teremos o resultado inverso do apontado acima:
Reagentes Produtos
CH3COOH (l) " C2H5OH (l) CH3COOC2H5 (l) " H2O (l)
Ora, todas essas conclusões são expressas, de forma bem mais simples, pelo princípio de Le Chatelier;
em outras palavras:
• adicionando qualquer participante, o equilíbrio se desloca no sentido de consumi-lo (tendendo
a minimizar o efeito da adição);
• retirando qualquer participante, o equilíbrio se desloca no sentido de recolocá-lo (tendendo a
minimizar o efeito da retirada).
Toda a explicação dada para o Kc sobre adição ou retirada de um participante da reação vale também
para o Kp, passando-se a falar em aumento ou diminuição da pressão parcial do participante da reação.
2.3. Influência da pressão total sobre o sistema
Vamos considerar, por exemplo, a síntese do amoníaco (NH3):
N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
O que acontece se aumentarmos a pressão total durante a síntese do amoníaco?
A tabela e o gráfico abaixo resumem alguns dados experimentais, obtidos à temperatura constante
de 450 °C:
Porcentagem de NH3 formado
Pressão (atm)
100
20
80
60
40
1.000 2.000 3.000 4.000
ADIÇÃO DE UM PRODUTO
A reação é forçada a produzir
maiores quantidades dos pro-
dutos (deslocamento do equi-
líbrio para a direita).
A reação é forçada a produzir
maiores quantidades de reagen-
tes (deslocamento do equilíbrio
para a esquerda).
ADIÇÃO DE UM REAGENTE
Reagentes Produtos
CH3COOH (l) " C2H5OH (l) CH3COOC2H5 (l) " H2O (l)
RETIRADA DE UM PRODUTO
A reação é forçada a produzir
maiores quantidades dos pró-
prios reagentes (deslocamento
do equilíbrio para a esquerda).
A reação é forçada a produzir
maiores quantidades dos pró-
prios produtos (deslocamento
do equilíbrio para a direita).
RETIRADA DE UM REAGENTE
Pressão Rendimento:
(atm) NH3 formado (%)
10 2,04
100 16,36
300 35,59
1.000 69,40
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205Capítulo 5 • EQUILÍBRIOS QUÍMICOS HOMOGÊNEOS
Como podemos ver, o aumento da pressão total sobre o sistema aumenta a produção do NH3. Isso
significa que o equilíbrio se desloca para a direita, ou seja, para o lado em que está o NH3. Evidentemen-
te, a redução da pressão total terá o efeito contrário.
Fatos idênticos acontecem com freqüência em equilíbrios gasosos e podem ser generalizados da
seguinte maneira:
1 N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Da equação: 4 mols 2 mols
Resultam: 4 volumes 2 volumes
Portanto: Volume maior Volume menor
O aumento da pressão total desloca o equilíbrio para o lado do
volume menor (ou seja, da menor quantidade total de mols).
A redução da pressão total desloca o equilíbrio para o lado do
volume maior (ou seja, da maior quantidade total de mols).
Essa idéia também se encaixa no princípio de Le Chatelier, pois:
• o aumento da pressão total desloca o equilíbrio no sentido de menor volume, pois a redução
no volume minimiza o efeito da pressão aplicada;
• a redução da pressão total desloca o equilíbrio no sentido de maior volume, pois o aumento
de volume minimiza a redução da pressão.
O DESLOCAMENTO QUE SE VÊ
Incolor Vermelho
Consideremos o equilíbrio abaixo, ocorrendo num
cilindro provido de um êmbolo móvel.
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
Vamos imaginar que, no estado inicial, exista no equi-
líbrio bastante N2O4 (incolor) e pouco NO2 (verme-
lho); essa mistura terá, portanto, uma coloração ver-
melho-clara. Reduzindo-se a pressão, o equilíbrio irá
deslocar-se para o lado de maior volume, que é o do
NO2 (vermelho); conseqüentemente, a cor da mistu-
ra, no estado final, será um vermelho mais intenso do
que aquele da mistura inicial.
OBSERVAÇÕES
1ª Assim como acontece com as variações das concentrações e das pressões parciais dos participantes do
equilíbrio, a variação da pressão total também não altera os valores de Kc e Kp.
2ª Se uma reação se processa sem variação de volume, a pressão não exerce nenhuma influência
sobre o equilíbrio. Por exemplo:
N2 (g) " O2 (g) 2 NO (g)
Nessa reação a pressão não influi, pois 2 volumes iniciais (N2 " O2) produzem 2 volumes finais (2 NO).
3ª Existindo um equilíbrio gasoso, num recipiente fechado, se for introduzido um novo gás, que não reaja
com nenhum dos participantes do equilíbrio, ele irá aumentar a pressão total no interior do recipien-
te, mas não irá afetar o equilíbrio de nenhuma maneira.
N2O4 > NO2
N2O4 < NO2
Estado inicial Estado final
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O DESLOCAMENTO QUE SE SENTE
2.4. Influência da temperatura
Já vimos que as variações de concentrações e de pressões não alteram os valores das constantes Kc
e Kp. No entanto é muito importante notar que a variação da temperatura provoca variações nos
valores de Kp e Kc. Por exemplo:
N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Nesse equilíbrio, sob pressão total cons-
tante de 100 atm, determinam-se experimen-
talmente os valores de Kc em função da tem-
peratura, de acordo com a tabela ao lado.
Essa variação de Kc indica uma variação
no rendimento da reação. De fato, consta-
tam-se, sob pressão constante de 100 atm,
os rendimentos em função da temperatura,
segundo a tabela ao lado.
Esses valores também podem ser repre-
sentados pelo gráfico a seguir.
O oxigênio do ar que respiramos, ao chegar aos pulmões, entra em con-
tato com a hemoglobina (Hem) do sangue, dando origem à oxi-
hemoglobina (HemO2), que é a responsável pelo transporte de O2 até as
células de todo o organismo. Assim, ocorre no sangue o seguinte equilíbrio:
Hem (aq) " O2 (g) HemO2 (aq)
À medida que uma pessoa se desloca para locais de maior altitude, a
quantidade e a pressão parcial de O2 no ar vai diminuindo e esse equilí-
brio vai se deslocando para a esquerda. Com isso,reduz-se a quantidade
de oxi-hemoglobina, o que compromete a chegada de O2 às células de
todo o organismo; a pessoa sente fadiga e tontura, e pode até morrer em
casos extremos. O corpo, sem dúvida, tenta reagir produzindo mais
hemoglobina; esse processo, porém, é lento e somente se conclui depois
de várias semanas de “ambientação” da pessoa com a altitude. É inte-
ressante notar que os povos nativos de lugares muito altos, como o
Himalaia, desenvolveram, através de muitas gerações, taxas de
hemoglobina mais elevadas do que a dos habitantes à beira-mar. Esse
fenômeno proporciona uma boa vantagem, por exemplo, aos jogadores
de futebol da Bolívia, em relação a seus adversários estrangeiros, quando
disputam uma partida na cidade de La Paz, a mais de 3.600 m de altitude.
Temperatura (°C) Kc
25 6,0 " 105
200 0,65
300 0,011
400 6,2 " 10#4
500 7,4 " 10#5
Temperatura (°C) Rendimento: NH3 obtido (%)
200 82,14
300 51,36
400 25,22
500 8,75
Porcentagem
Temperatura (°C)
100
20
80
60
40
100 500400300200
% de N2 + H2
% de NH3
Todos os fatos que acabamos de expor podem ser generalizados a partir da própria síntese do NH3,
que é uma reação exotérmica:
N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g) ∆H % #109,5 kJ
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207Capítulo 5 • EQUILÍBRIOS QUÍMICOS HOMOGÊNEOS
Como aprendemos na Termoquímica, se a reação direta é exotérmica (∆H % #109,5 kJ), a reação
inversa será endotérmica (∆H % "109,5 kJ). Sendo assim, temos:
Essa conclusão recai também na idéia geral do princípio de Le Chatelier:
• o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico (de modo que a
absorção de calor pela reação venha a minimizar a elevação da temperatura);
• a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico (de modo que a
liberação de calor pela reação venha a minimizar a diminuição da temperatura).
A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico.
O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no sentido endotérmico.
Nas reações endotérmicas o valor
de Kc aumenta com a temperatura.
OBSERVAÇÃO
De modo geral, verifica-se experimentalmente que:
Kc
t
Kc
t
Nas reações exotérmicas o valor
de Kc diminui com a temperatura.
2.5. Influência do catalisador
Vimos, no estudo da Cinética Química, que um catalisador
diminui a energia de ativação e, por isso, aumenta a velocidade
da reação.
Quando a reação é reversível, a influência do catalisador
se faz sentir tanto na reação direta como na reação inversa,
como mostra o gráfico ao lado.
Aumentando por igual as velocidades das reações direta e
inversa, o catalisador diminui o tempo necessário para atingir o equilíbrio, mas não altera o pró-
prio estado de equilíbrio, isto é, não altera o rendimento obtido no processo nem o valor das
constantes de equilíbrio (Kc e Kp).
Retomando o gráfico da página 203, para o 1o equilíbrio da reação:
CH3COOH(l) " C2H5OH (l) CH3COOC2H5 (l) " H2O (l)
Energia
Caminho da reação
Com catalisador
Reação direta
Reação inversa
Sem catalisador
Tempo
Concentração (mol/L)
0,20
0,40
0,60
0,80
1,00
1,20
Sem catalisador, o tempo
até o equilíbrio é maior
0,666 mol/L de CH3COOC2H5 (l)
0,666 mol/L de H2O (l)
0,333 mol/L de CH3COOH (l)
0,333 mol/L de C2H5OH (l)
Tempo
Concentração (mol/L)
0,20
0,40
0,60
0,80
1,00
1,20
Com catalisador, o tempo
até o equilíbrio é menor
0,666 mol/L de CH3COOC2H5 (l)
0,666 mol/L de H2O (l)
0,333 mol/L de CH3COOH (l)
0,333 mol/L de C2H5OH (l)
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2.6. Resumo
Reunindo tudo o que foi dito sobre o deslocamento dos equilíbrios homogêneos, podemos afir-
mar que:
ATIVIDADES PRÁTICAS
FE
R
N
A
N
D
O
G
O
N
S
A
LE
S
Adição de um participante No sentido oposto ao do participante Não Sim
Retirada de um participante No sentido do participante Não Sim
Aumento da pressão total No sentido de menor volume Não Sim
Diminuição da pressão total No sentido de maior volume Não Sim
Aumento de temperatura No sentido endotérmico Sim Sim
Diminuição de temperatura No sentido exotérmico Sim Sim
Adição de catalisador Não Não Não
Perturbação externa Deslocamento do equilíbrio
Alteração de Kc Alteração no rendimento
(ou Kp) (ou no grau de equilíbrio α)
ATENÇÃO: Para evitar acidentes, os materiais marca-
dos com asterisco (*) devem ser preparados em so-
lução adequadamente diluída e MANUSEADOS EX-
CLUSIVAMENTE PELO PROFESSOR, pois, mesmo
diluídos e em pequena quantidade, são corrosivos,
causam queimaduras e irritam a pele e os olhos.
Nenhum dos reagentes deve entrar em contato com
a pele, a boca e os olhos, nem deve ser aproximado
do nariz.
Óculos de segurança, luvas e aventais protetores
são altamente recomendados.
1a
Materiais
• 5 mL de K2Cr2O7 (aq) 0,2 mol/L* • 15 mL de KOH (aq)
0,2 mol/L* • 10 gotas de HCl (aq) 0,2 mol/L* • água
• 1 conta-gotas • 3 tubos de ensaio • 1 estante para tubo
de ensaio • 1 proveta de 10 mL • 1 caneta de retroprojetor
ou fita adesiva ou etiqueta
Procedimento
(Obs.: 20 gotas correspondem a, aproximadamente,
1 mL.)
• Em uma proveta, coloque 5 mL de K2Cr2O7(aq) 0,2 mol/L
e 10 mL de KOH (aq) 0,2 mol/L. • Divida a solução re-
sultante em três tubos distintos e etiquete-os como: 1,
2 e 3 (o tubo 1 será utilizado apenas para comparar
cores). • Acrescente 10 gotas de KOH (aq) 0,2 mol/L
ao tubo 2. • Observe e anote no caderno. • Acrescente
10 gotas de HCl (aq) 0,2 mol/L ao tubo 3. • Observe e
anote no caderno.
Perguntas
1) Escreva a equação química que representa a reação
ocorrida entre o dicromato de potássio e o hidróxido
de potássio.
2) Qual dos produtos é o responsável pela cor adquirida
pela solução após a reação?
3) O que ocorreu em cada um dos tubos, 2 e 3, quando
comparados ao tubo 1? Tente explicar utilizando o
princípio de Le Chatelier.
2a
Materiais
• 20 mL de solução saturada de Ca(OH)2* • pedaços de
gelo-seco* • 1 béquer de 100 mL • 1 pinça
Procedimento
• Coloque 20 mL da solução saturada de Ca(OH)2 em
um béquer. • Com uma pinça, adicione um pedaço de
gelo-seco (CO2) à solução saturada. • Observe e anote
no caderno. • Adicione ao mesmo béquer mais peda-
ços de gelo-seco. • Observe o que ocorre e anote no
caderno.
Perguntas
1) Escreva a equação química que representa a reação
ocorrida entre o hidróxido de cálcio e o dióxido de
carbono.
2) Qual dos produtos é o responsável pela turvação?
3) O que ocorreu quando foi adicionado excesso de gelo-
seco? Tente explicar.
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209Capítulo 5 • EQUILÍBRIOS QUÍMICOS HOMOGÊNEOS
54 (UFC-CE) No estudo da ação do gás venenoso COCl2,
usado como arma química, observa-se o processo de de-
composição do mesmo de acordo com a reação:
COCl2 (g) CO (g) " Cl2 (g)
Partindo de uma situação de equilíbrio, adicionou-se
0,10 mol de CO e o sistema, após algum tempo, chegou
a uma nova situação de equilíbrio.
Escolha a opção que indica como as novas concentra-
ções do equilíbrio estão relacionadas com as antigas.
[COCl2] [CO] [Cl2]
a) nova ( antiga nova ( antiga nova ' antiga
b) nova ( antiga nova ( antiga nova ( antiga
c) nova ' antiga nova ( antiga nova ' antiga
d) nova ( antiga nova ' antiga nova ' antiga
e) mesma mesma mesma
55 (UnB-DF) O conhecimento da expressão de Kc (constan-
te de equilíbrio) e das concentrações de equilíbrio dos
participantes das transformações possibilita realizar cál-
culos para determinar tanto o valor numérico da cons-
tante como as concentrações de produtos e reagentes
na mistura em equilíbrio. Considere a ordem de grande-
za dos valores de Kc (à mesma temperatura) relativos às
sínteses de cloreto, brometo e iodeto de hidrogênio re-
presentadas pelas respectivasequações.
H2 (g) " Cl2 (g) 2 HCl (g) Kc % 1,0 " 10
17
H2 (g) " Br2 (g) 2 HBr (g) Kc % 1,0 " 10
9
H2 (g) " I2 (g) 2 HI (g) Kc % 1,0 " 10
1
Julgue os itens a seguir, identificando os corretos.
a) O gás com maior tendência de reagir com o hidrogê-
nio é o iodo.
b) Haverá maior favorecimento na formação do cloreto
de hidrogênio (HCl) do que iodeto de hidrogênio (HI).
c) A constante de equilíbrio para a formação do brometo
de hidrogênio (HBr) é:
[ ]HBr
[H ] [Br ]2 2
2
"
56 (UEMG) As equações a seguir representam sistemas em
equilíbrio. Qual o único sistema que não se desloca por
alteração de pressão?
a) SO2 (g) "
1
2
O2 (g) SO3 (g)
b) CO2 (g) " H2 (g) CO (g) " H2O (g)
c) N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
d) 2 CO2 (g) 2 CO (g) " O2 (g)
57 (UFMG) Considere um sistema gasoso, em equilíbrio a
200 °C, sob 10 atm de pressão. Variou-se essa pressão e
mediu-se a porcentagem de produto presente em to-
dos os equilíbrios atingidos. Os resultados estão na ta-
bela seguinte.
Qual a reação que não poderia apresentar esse padrão
de variação?
a) H2 (g) " I2 (g) 2 HI (g)
b) N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
c) 2 NO (g) " O2 (g) 2 NO2 (g)
d) 2 NO2 (g) N2O4 (g)
10 50,7
25 63,6
50 74,0
100 81,7
200 89,0
400 94,6
Porcentagem do produto
Pressão/atm presente numa mistura em
equilíbrio a 200 °C
a) O que é deslocamento do equilíbrio químico?
b) O que enuncia a lei de Le Chatelier?
c) O que ocorre com o equilíbrio químico quando se adiciona nova porção de um
participante? E quando se retira uma porção de um dos participantes?
d) O que ocorre com o equilíbrio químico quando se aumenta a pressão total em uma
reação entre gases? E quando se diminui a pressão total?
e) O que ocorre com o equilíbrio químico quando se aumenta a temperatura?
f) Um catalisador altera o equilíbrio químico?
REVISÃO Responda emseu caderno
EXERCÍCIOS Registre as respostasem seu caderno
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Exercício resolvido
Exercício resolvido
58 (FEI-SP) A figura abaixo representa o sistema em equi-
líbrio:
C2H4 (g) " H2 (g) C2H6 (g) " 32,7 kcal
Complete a figura, a partir do instante A, observan-
do o efeito de uma diminuição na temperatura do
sistema em equilíbrio. Qual o princípio utilizado?
de 5 volumes (2 H2S " 3 O2) e chega a 4 volu-
mes (2 H2O " 2 SO2). Conseqüentemente, o au-
mento de pressão deslocará esse equilíbrio para
a direita, que é o sentido de menor volume.
d) A adição de oxigênio desloca o equilíbrio para a
direita (2º membro), de modo a consumir o oxi-
gênio adicionado.
Resolução
A reação dada é exotérmica.
Diminuindo-se a temperatura no instante A, o equi-
líbrio se desloca (durante o intervalo de tempo AB),
de modo a produzir mais C2H6 (sentido exotérmico)
diminuindo conseqüentemente as quantidades dos
reagentes C2H4 e H2. A partir do instante B, a reação
atinge um novo estado de equilíbrio, a partir do qual
as quantidades das três substâncias não mais irão
variar. O princípio utilizado é o de Le Chatelier.
mol/L
t (s)A
C2H6
C2H4
H2
t (s)A B
C2H6
C2H4
H2
C2H6
C2H4
H2
mol/L
59 (UFRGS-RS) Considere o seguinte sistema em equilíbrio:
2 H2S (g) " 3 O2 (g) 2 H2O (g) " 2 SO2 (g)
∆H % #247,85 kcal
Diga o que ocorrerá com a concentração do dióxido
de enxofre, SO2, quando o equilíbrio for alterado por:
a) remoção de sulfeto de hidrogênio (H2S).
b) aumento da temperatura.
c) aumento da pressão.
d) adição de oxigênio.
Resolução
a) Removendo-se H2S, o equilíbrio se desloca no sen-
tido de repor esse H2S, isto é, para a esquerda
(1º membro da equação), de acordo com o prin-
cípio de Le Chatelier.
b) Aumentando-se a temperatura, o equilíbrio se
desloca para o sentido que absorve calor, isto é,
sentido endotérmico, que no caso é o 1º mem-
bro da equação (∆H ( zero).
c) Diz o princípio de Le Chatelier que aumentando-
se a pressão o equilíbrio se desloca no sentido de
menor volume. Neste exercício, a reação parte
60 (UFRRJ) O nitrogênio (N2) reage com oxigênio (O2) pro-
duzindo o monóxido de nitrogênio (NO), um poluente
atmosférico, de acordo com a equação:
N2 (g) " O2 (g) 2 NO (g) ∆H ( 0
Para diminuirmos a quantidade desse poluente, o que
devemos fazer?
a) Aumentar a temperatura.
b) Diminuir a temperatura.
c) Aumentar a pressão.
d) Adicionar oxigênio.
e) Adicionar um catalisador.
61 (PUC-MG) O metanol (CH3OH) é um combustível alter-
nativo que pode ser produzido, em condições adequa-
das, de acordo com a reação:
CO (g) " 2 H2 (g) CH3OH (g) " x kcal
O que é preciso para aumentar o rendimento desse siste-
ma em metanol?
a) Diminuir a temperatura e aumentar a pressão total
sobre o sistema.
b) Aumentar a temperatura e a pressão total sobre o sis-
tema.
c) Diminuir a temperatura e a pressão total sobre o sis-
tema.
d) Aumentar a temperatura e diminuir a pressão total
sobre o sistema.
e) Diminuir a pressão parcial do hidrogênio no sistema.
62 (UCB-DF) Num cilindro com pistão móvel, provido de
torneira, conforme a figura, estabeleceu-se o equilíbrio
abaixo, sendo que a temperatura foi mantida constante.
N2O4 (g) 2 NO2 (g)
De acordo com os dados apresentados e seus conheci-
mentos sobre equilíbrio químico, identifique as alternati-
vas verdadeiras.
a) Reduzir o volume, por deslocamento do pistão, acar-
retará maior produção de NO2 (g) dentro do cilindro.
b) Introduzir mais NO2 (g) pela torneira, o pistão perma-
necendo fixo, acarretará maior produção de N2O4 (g)
dentro do cilindro.
c) Introduzir mais N2O4 (g) pela torneira, o pistão per-
manecendo fixo, acarretará um deslocamento do equi-
líbrio no sentido direto, de formação de NO2 (g), até
o mesmo ser restabelecido.
d) Aumentar o volume, por deslocamento do pistão, acar-
retará um deslocamento do equilíbrio para a esquer-
da, havendo maior produção de N2O4 (g).
e) Introduzir ar pela torneira, o pistão permanecendo fixo,
não desloca o equilíbrio porque nenhum de seus com-
ponentes participa da reação.
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211Capítulo 5 • EQUILÍBRIOS QUÍMICOS HOMOGÊNEOS
Exercício resolvidoExercício resolvido
63 (Cesgranrio-RJ) O decréscimo da massa do monóxido
de carbono no sistema em equilíbrio:
2 CO (g) " O2 (g) 2 CO2 (g)
pode ser obtido através da seguinte modificação
imposta ao sistema:
a) decréscimo na pressão total, a temperatura cons-
tante.
b) aquecimento da mistura gasosa, a pressão cons-
tante.
c) adição de um catalisador sólido.
d) adição de hidróxido de sódio sólido.
e) adição de dióxido de carbono gasoso.
Resolução
A questão pede o decréscimo da massa do CO (g), o
que equivale a um deslocamento para a direita. A
alternativa correta é a d, que apresenta um novo
aspecto, com relação às questões de deslocamento
de equilíbrio: veja que o NaOH (s) não aparece no
equilíbrio; no entanto trata-se de uma substância
fortemente básica, que irá reagir com o CO2 (g) —
que aparece no equilíbrio — segundo a reação:
NaOH " CO2 NaHCO3 (ou Na2CO3).
Desse modo, o NaOH (s) irá “seqüestrar” o CO2 (g),
diminuindo sua concentração no equilíbrio; em de-
corrência, haverá um deslocamento para a direita,
provocando um decréscimo na massa do monóxido
de carbono, como se pede na questão. As demais
alternativas estão erradas, pois:
a) decréscimo na pressão total desloca para a es-
querda, que é o lado de maior volume;
b) a reação é exotérmica, pois trata-se de uma com-
bustão; sendo assim, o aquecimento desloca o
equilíbrio para a esquerda;
c) catalisador não altera o ponto de equilíbrio;
e) adição de CO2 também provoca deslocamento
para a esquerda.
64 (UFSC) Analise o diagrama de energia abaixo, que repre-
senta a reação genérica, em equilíbrio:
A (g) " B (g) C (g) a 25 °C e 1 atm
65 Considere o seguinte equilíbrio:
N2 (g) " O2 (g) 2 NO (g)
em que: Kc % 4,1 " 10
#4 (a 1.700 °C);
Kc % 36,0 " 10
#4 (a 2.200 °C)
Responda se a formaçãode NO é exotérmica ou
endotérmica.
Resolução
Pelos dados do problema, percebemos que, aumen-
tando a temperatura (de 1.700 para 2.200 °C), au-
menta também o valor de Kc (de 4,1 " 10
#4 para
36,0 " 10#4). A expressão de Kc nesse caso é:
Kc
2
2 2
[NO]
[N O
%
][ ]
Aumentar o valor de Kc significa aumentar o nume-
rador [NO] e/ou diminuir o denominador [N2] e [O2]
da fração. Aumentar NO e diminuir N2 e O2 significa
deslocar o equilíbrio para a direita. Conclui-se então
que esse é o sentido endotérmico da reação.
66 (Fatec-SP) Para o equilíbrio gasoso apresentado abaixo
CO (g) " 3 H2 (g) CH4 (g) " H2O (g)
foram determinadas as
constantes de equilí-
brio (Kc) em diferentes
temperaturas. Os da-
dos obtidos estão na ta-
bela ao lado.
Sobre esse equilíbrio, foram feitas as seguintes afirmações:
I. A reação, considerada no sentido da formação do
metano (CH4), é endotérmica.
II. O aumento da temperatura do sistema favorece a for-
mação de gás hidrogênio (H2).
III. O aumento da pressão sobre o sistema não provoca o
deslocamento desse equilíbrio.
Dessas afirmações, somente:
a) I é correta. d) I e II são corretas.
b) II é correta. e) I e III são corretas.
c) III é correta.
67 (PUC-SP) O gráfico abaixo correlaciona os valores da cons-
tante de equilíbrio (Kc) em função da temperatura para a
reação de síntese da amônia:
N2 (g) " 3 H2 (g) 2 NH3 (g)
Sentido da reação
Energia (kJ)
20
0
A (g) " B (g)
C (g)
40
60
80
100
Identifique a(s) proposição(ões) correta(s).
01) A reação inversa é endotérmica.
02) O valor da energia de ativação da reação direta, sem
catalisador, é de 95 kJ.
04) O abaixamento da energia de ativação, produzido
pelo uso de catalisador, foi de 40 kJ.
08) Um aumento da temperatura do sistema provocará
diminuição nas concentrações de A (g) e de B (g).
16) Um aumento da temperatura do sistema resultará
na diminuição da constante de equilíbrio.
32) O aumento das concentrações de A (g) e de B (g)
favorece a formação de C (g).
64) O aumento da pressão sobre o sistema favorece a
reação inversa.
T (K)
K
c
0,00
700 750 800 850 900 950 1.000
0,05
0,10
0,15
0,20
0,25
0,30
Sobre o comportamento dessa reação, no intervalo de
temperatura considerado no experimento, foram feitas
algumas afirmações:
I. A reação é exotérmica no sentido de formação da
amônia.
II. Com o aumento da temperatura, a velocidade da rea-
ção diminui.
III. Com o aumento da temperatura, o rendimento da
reação diminui, formando-se menos amônia na situa-
ção de equilíbrio.
Somente está correto o que se afirma em:
a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) I e III.
Temperatura (K) Kc
300 5 " 1027
1.000 3 " 102
1.200 4
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68 (Fatec-SP) Uma das etapas do processo de produção de
ácido sulfúrico é a obtenção de SO3 a partir de SO2:
2 SO2 (g) " O2 (g) 2 SO3 (g)
A tabela a seguir mostra a porcentagem de SO3 no equi-
líbrio, a várias temperaturas:
SO3 (%) 14 65 88 99
Temperatura (°C) 800 600 500 400
Três afirmações foram feitas a respeito desse equilíbrio:
I. As espécies que coexistem quando o equilíbrio é al-
cançado são: SO2, SO3 e O2.
II. A reação de formação do SO3 é exotérmica.
III. Nessa etapa do processo, o fabricante deve utilizar tem-
peraturas entre 600 °C e 800 °C.
Sobre tais afirmações, os dados permitem concluir que:
a) apenas I está correta.
b) apenas III está correta.
c) apenas I e II estão corretas.
d) apenas I e III estão corretas.
e) as três estão corretas.
H2 I2 HI
Concentração no
novo estado de
equilíbrio
Concentração de
H2 foi dobrada
(mol/L)
Concentração no
equilíbrio (mol/L)
0,01 " 0,01
0,01 0,010 0,070
0,017 0,007 0,076
Temperatura
[SO3]
Temperatura
[SO3]
Temperatura
[SO3]
Temperatura
[SO3]
69 (UFPE) Os antiácidos mais indicados devem ser aqueles
que não reduzam demais a acidez no estômago. Quan-
do a redução da acidez é muito grande, o estômago se-
creta excesso de ácido. Esse efeito é conhecido como a
“revanche ácida”. Qual dos itens abaixo poderia ser as-
sociado a esse efeito?
a) A lei da conservação da energia.
b) O princípio da exclusão de Pauli.
c) O princípio de Le Chatelier.
d) O primeiro princípio da Termodinâmica.
e) O princípio da incerteza de Heisenberg.
70 (Univali-SC) Considere a mistura gasosa em equilíbrio, a
450 °C.
H2 (g) " I2 (g) 2 HI (g)
b)
O valor da constante de equilíbrio, em termos de con-
centração molar, na temperatura em que foi realizado o
experimento é, aproximadamente:
a) 0,014 b) 14 c) 7 d) 4,9 e) 49
71 (UFMG) Uma das etapas na fabricação do ácido sulfúrico
é a conversão de SO2 a SO3, reação reversível efetuada na
presença de catalisador, que pode ser representada pela
equação:
2 SO2 (g) " O2 (g) 2 SO3 (g)
(a reação direta é exotérmica)
Considere um experimento em que a pressão total dos
gases seja mantida constante. O gráfico que descreve,
qualitativamente, a variação, no equilíbrio, da concen-
tração de SO3 com a temperatura, nesse experimento, é:
a)
c)
d)
72 (PUC-MG) A reação reversível
CO (g) " NO2 (g) CO2 (g) " NO (g)
admite os seguintes valores da constante de equilíbrio Kc:
Temperatura (°C) 200 400 600 800 950
Kc 0,065 0,125 0,480 1,030 1,800
Tendo em vista uma mistura eqüimolar de CO (g) e NO2 (g)
e considerando as temperaturas relacionadas, identifique
a temperatura em que as concentrações de reagentes e
produtos, no equilíbrio, são aproximadamente iguais.
a) 200 °C c) 600 °C e) 950 °C
b) 400 °C d) 800 °C
73 (Mackenzie-SP)
4 HCl (g) " O2 (g) 2 H2O (g) " 2 Cl2 (g)
(T constante)
Da reação acima equacionada, o que se pode afirmar em
relação ao equilíbrio?
a) desloca-se no sentido 2 se a pressão aumentar.
b) desloca-se no sentido 1 se a concentração do Cl2 au-
mentar.
c) desloca-se no sentido 1 se for adicionado um catalisador.
d) desloca-se no sentido 2 se a concentração de gás oxi-
gênio diminuir.
e) não se altera se a pressão diminuir.
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