Livro Teórico Vol 4 - Química-085-087

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VOLUME 4 | CIÊNCIAS DA NATUREZA e suas tecnologias
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A remoção de substâncias para um sistema em 
equilíbrio favorece a reação que a produz. A 
retirada de um reagente favorecerá a reação inversa. 
A retirada de um produto favorecerá a reação direta. 
Em outras palavras, se uma substância em equilíbrio 
químico for removida, o equilíbrio se deslocará para o 
sentido em que a substância é formada.
Para uma reação genérica:
reagentes ⇄ produtos
- Se houver remoção de um reagente ⇒ o equilíbrio 
se deslocará para a esquerda.
- Se houver remoção de um produto ⇒ o equilíbrio 
se deslocará para a direita.
3. Efeito da pressão
Se a pressão sobre um sistema em equilíbrio 
gasoso aumentar, mantendo-se a temperatura constan-
te, o equilíbrio favorecerá o sentido da reação que 
diminui o aumento de pressão, isto é, deslocará no 
sentido do menor número de moléculas gasosas. 
Isso ocorre porque o sistema busca minimizar o impacto 
da pressão adicional. Da mesma forma, se a pressão 
sobre o sistema em equilíbrio gasoso diminuir, o 
equilíbrio se deslocará para o lado com maior nú-
mero de moléculas gasosas, a fim de compensar essa 
diminuição de pressão.
Considere o seguinte equilíbrio a uma temperatura 
constante:
 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g)
2 mol + 1 mol ⇄ 2 mol
Temos nos reagentes 3 mol e nos produtos 2 mol.
Se a pressão aumentar, o equilíbrio se deslo-
cará para a direita (→) e favorecerá a formação 
do SO3(g), isto porque nesse sentido, a quantidade de 
moléculas gasosas diminuirá; em consequência, a pressão 
também diminuirá.
Outra maneira de analisar o efeito produzido pela va-
riação de pressão em um equilíbrio é associar o número 
de mol ao volume.
Nas mesmas condições, consideremos:
1 mol = 1 volume (1 V)
2 mol = 2 volumes (2 V)
Assim:
aumento 
de pressão
⇒
provoca 
contração 
de volume
⇒
o equilíbrio desloca-se 
para o lado com menor 
volume (menor quantida-
de de mol)
diminuição 
de pressão
⇒
provoca 
expansão 
de volume
⇒
o equilíbrio desloca-se 
para o lado com maior 
volume (maior quantida-
de de mol)
Logo,
O aumento da pressão desloca o equilíbrio para o 
lado com menor volume gasoso (menor número de 
moléculas gasosas).
A diminuição da pressão desloca o equilíbrio para 
o lado com maior volume gasoso (maior número de 
moléculas gasosas).
Vale destacar que a variação na pressão só afeta 
sistemas com pelo menos um componente (reagen-
te ou produto) gasoso.
Considere o seguinte equilíbrio:
CaCO3(s) ⇄ CaO(s) + CO2(g)
O aumento da pressão vai deslocar o equilíbrio para 
a esquerda, o lado com menor volume gasoso, que neste 
caso é igual a zero, já que os reagentes são sólidos.
Se um gás inerte (um gás que não reage) for adiciona-
do a um sistema em equilíbrio, ocorrerá aumento da pres-
são total do sistema. Entretanto, como não há variação 
das pressões parciais de cada gás componente do equilí-
brio, a adição do gás inerte não provocará deslocamento 
de equilíbrio.
4. Efeito da temperatura
Além de provocar deslocamento do equilíbrio, a tem-
peratura é o único fator responsável por alterações na pró-
pria constante de equilíbrio (Kc).
Em um sistema em equilíbrio há sempre duas reações: 
a endotérmica, que absorve calor, e a exotérmica, que li-
bera calor.
O aumento da temperatura desloca o equilíbrio no 
sentido da reação que absorve calor, isto é, favorece 
a reação endotérmica.
A diminuição da temperatura desloca o equilíbrio 
no sentido da reação que libera calor, isto é, favorece 
a reação exotérmica.
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Química
Exemplos:
a) N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) ΔH < 0
Observando o valor de variação de entalpia (ΔH < 0), 
conclui-se que reação direta (→) é exotérmica.
Logo:
- o aumento da temperatura ⇒ desloca o equilíbrio no 
sentido da reação endotérmica (para a esquerda); 
- a diminuição da temperatura ⇒ desloca o equilíbrio 
no sentido da reação exotérmica (para a direita).
Se a variação da temperatura for relacionada com a 
constante de equilíbrio (Kc), devemos considerar que a ele-
vação na temperatura favorece a reação endotérmica!
Assim, [N2] e [H2] aumentam e [NH3] diminui:
kc = 
[NH3]
2 ↓
[N2]
 ↑ [H2]3
(direta)
Outro exemplo,
b) N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) ΔH > 0
A reação direta (⟶ ) é endotérmica.
Portanto:
- o aumento da temperatura desloca o equilíbrio no 
sentido da reação endotérmica (para a direita); 
- a diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no 
sentido da reação exotérmica (para a esquerda).
Em relação à constante de equilíbrio (Kc), o aumen-
to da temperatura favorece a reação endotérmica (para a 
direita). Assim, [NO] aumenta, enquanto [N2] e [O2] dimi-
nuem:
kc = 
[NO]2 ↑
[N2]
 ↓ [O2] ↓
 ∴ kc= aumenta
(direta)
Dos exemplos a e b, chegamos à conclusão:
Considere uma reação genérica:
reagentes ⇄ produtos
- Se a reação for endotérmica (ΔH > 0) ⇒
Kc aumenta com o aumento da temperatura.
- Se a reação for exotérmica (ΔH < 0) ⇒ 
Kc diminui com o aumento da temperatura.
5. Efeito de catalisadores
Considere a reação genérica:
A(aq) ⇄ B(aq)
a) Sem catalisador
b) Com catalisador
Da qual teq 1 > teq 2.
Catalisadores não alteram (não deslocam) 
equilíbrios, apenas fazem com que eles sejam 
atingidos em um intervalo de tempo menor.
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Aplicações práticas
1. (UFPA) Um sistema químico, a certa temperatura, contém os 
gases F2(g), O2(g) e F2O(g) em equilíbrio, de acordo com a equação:
2 F2(g) + 1 O2(g) + 11,0 kcal ⇌ 2 F2O(g)
Analisando o sistema, podemos afirmar que:
I. Se aumentarmos a temperatura do sistema, a concentração de 
OF2(g) aumentará.
II. Se aumentarmos a pressão sobre o sistema, a concentração 
de OF2(g) aumentará.
III. Se aumentarmos a pressão sobre o sistema, a constante de 
equilíbrio aumentará.
IV. Se adicionarmos ao sistema um catalisador adequado, a con-
centração de OF2(g) aumentará.
a) somente a afirmativa II está correta.
b) somente as afirmativas I e II estão corretas.
c) somente as afirmativas II e IV estão corretas.
d) somente as afirmativas I, II e III estão corretas.
e) todas as afirmativas estão corretas.
Resolução:
2 F2(g) + 1 O2(g) + 11,0 kcal ⇌ 2 F2O(g)
kc = 
[F2O]
2
[O2]
 . [F2] 
 
Item III: errado, pois a constante de equilíbrio só varia com a 
temperatura, ela não sofre variação com a mudança da pressão;
Item IV: errado, pois o catalisador aumenta a velocidade das re-
ações nos dois sentidos (direto e inverso) ao mesmo tempo, não 
provocando deslocamento no equilíbrio.
Alternativa B
2. Considere o seguinte sistema em equilíbrio:
2 H2S(g) + 3 O2 (g) ⇄ 2 H2O(g) + 2 SO2(g) ΔH = -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; e
d) adição de oxigênio.
Resolução:
a) Removendo-se H2S, o equilíbrio desloca-se no sentido de re-
por essa substância, isto é, para a esquerda (sentido inverso), de 
acordo com o princípio de Le Chatelier.
b) Aumentando-se a temperatura, o equilíbrio favorecerá o sen-
tido que absorve calor, isto é, o sentido endotérmico (sentido 
inverso) 
c) Diz o princípio de Le Chatelier que, aumentando-se a pres-
são, o equilíbrio desloca-se no sentido de menor volume. Nesse 
exercício, a reação 5 volumes de reagentes (2 H2S + 3 O2) e 4 
volumes de produtos (2 H2O + 2 SO2). Consequentemente, 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, de 
modo a consumir o oxigênio adicionado.
Campos e Habilidades do ENEM
HABILIDADE 26
Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou econômicas na 
produção ou no consumo de recursos energéticos ou minerais, 
identificando transformações químicas ou de energia envolvi-
das nesses processos.
EXEMPLO
A formação de estalactites depende da reversibilidade de uma 
reação química. O carbonato de cálcio (CaCO3) é encontrado 
em depósitos subterrâneos na forma de pedra calcária. Quan-
do umvolume de água rica em CO2 dissolvido infiltra-se no 
calcário, o minério dissolve-se formando íons Ca2+ e HCO3
-. 
Numa segunda etapa, a solução aquosa desses íons chega a 
uma caverna e ocorre a reação inversa, promovendo a libera-
ção de CO2 e a deposição de CaCO3, de acordo com a equação 
apresentada.
Ca2+(aq) + 2 HCO3
–
(aq) ⇌ CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) 
ΔH = +40,94 kJ/mol
Considerando o equilíbrio que ocorre na segunda etapa, a for-
mação de carbonato será favorecida pelo(a):
a) diminuição da concentração de íons OH– no meio;
b) aumento da pressão do ar no interior da caverna;
c) diminuição da concentração de HCO3
– no meio;
d) aumento da temperatura no interior da caverna;
e) aumento da concentração de CO2 dissolvido.
COMENTÁRIO
⟶ A formação de carbonato será favorecida pelo au-
mento da temperatura devido a reação direta ser endo-
térmica (ΔH = +40,94 kJ/mol), ou seja, o equilíbrio será 
deslocado para a direita.
RESPOSTA: ALTERNATIVA D