Quimica-Volume-6-046-048

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46 Coleção Estudo
Frente C Módulo 21
O grau de equilíbrio pode aparecer também na forma 
percentual.
α% = 
n0 – neq.
n0
 . 100
Quando se fala que o grau de equilíbrio é, por exemplo, 0,4, 
significa que 40% de reagente foi convertido em produto.
A dissociação do PCℓ5(g) é representada pela seguinte 
equação de equilíbrio:
PCℓ5(g)  PCℓ3(g) + Cℓ2(g)
Com uma concentração inicial de 4,0x10–1 mol.L–1 de PCℓ5 
e sabendo-se que o grau de equilíbrio em certa temperatura 
é igual a 80% ou 0,8, deseja-se calcular a constante de 
equilíbrio nessa mesma temperatura. Nesse caso, o mais 
adequado é montar uma tabela de equilíbrio químico. 
Uma tabela desse tipo pode ser montada da seguinte forma, 
observando-se os coeficientes estequiométricos:
 PCℓ5  PCℓ3 + Cℓ2
Quantidade 
ou concentração inicial n 0 0
Consumido / Formado αn αn αn
Quantidade 
ou concentração no 
equilíbrio
(n – αn) αn αn
Substituindo as incógnitas n (quantidade inicial de reagente) 
e α (grau de equilíbrio) por seus valores numéricos:
 PCℓ5  PCℓ3 + Cℓ2
Quantidade 
ou concentração inicial 4,0x10
–1 0 0
Consumido / Formado 3,2x10–1 3,2x10–1 3,2x10–1
Quantidade 
ou concentração no 
equilíbrio
0,8x10–1 3,2x10–1 3,2x10–1
Calcula-se, então, a constante de equilíbrio:
Kc = 
[PC�3] . [C�2] (3,2x10–1) . (3,2x10–1)
0,8x10–1
= 1,28
[PC�5]
=
QUOCIENTE REACIONAL (Q)
É preciso encontrar uma maneira de prever se uma mistura 
reacional qualquer está ou não em equilíbrio químico. 
No caso de não haver equilíbrio, deseja-se saber a direção 
da reação, ou seja, se os reagentes têm tendência a formar 
mais produtos, ou se os produtos tendem a se transformar 
em reagentes. O quociente reacional permite fazer 
essas previsões.
A expressão que define o quociente reacional é a mesma 
utilizada para a constante de equilíbrio, com a diferença 
de que, na primeira, as concentrações empregadas não 
são necessariamente as de equilíbrio. São empregadas as 
concentrações de um sistema químico arbitrário e, muitas vezes, 
não se sabe se o sistema está ou não em equilíbrio químico.
Utilizando-se novamente, como exemplo, o seguinte 
equilíbrio em certa temperatura:
2NO2(g)  N2O4(g)
Seu quociente reacional pode ser expresso como
[N2O4]
[NO2]
2
Q =
Na expressão anterior, [N2O4] e [NO2] não são, 
necessariamente, concentrações de equilíbrio. Ao conhecer a 
constante de equilíbrio, na referida temperatura, e comparar 
o quociente reacional com ela, tem-se condições de saber 
se a reação deve avançar no sentido direto, inverso ou se o 
equilíbrio já foi estabelecido.
Relação entre Q e Kc
• Se Q < Kc, o sistema não está em equilíbrio, e parte 
dos reagentes deve ser convertida em produtos, 
ou seja, a reação tem de avançar no sentido direto 
para estabelecer o equilíbrio.
• Se Q = Kc, o sistema está em equilíbrio.
• Se Q > Kc, o sistema não está em equilíbrio, e parte 
dos produtos deve ser convertida em reagentes, 
ou seja, a reação tem de avançar no sentido inverso 
para o equilíbrio ser alcançado.
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. (UEL-PR–2008) A figura seguinte representa a quantidade 
de moléculas de frutose e glicose, em solução aquosa, 
a 25 ºC e em equilíbrio químico, de acordo com a equação
Frutose(aq)  Glicose(aq)
 Representação de 1 molécula de frutose
 Representação de 1 molécula de glicose
A constante de equilíbrio a 25 ºC para a reação é igual a
Dados: Volume da solução = 3,0 L .
A) 0,40. 
B) 0,83. 
C) 0,28.
D) 1,20.
E) 1,00.
Constantes de equilíbrio
47Editora Bernoulli
Q
U
ÍM
IC
A
02. (UFOP-MG) A reação 
H2O(g) + CO(g) �
1
2
 H2(g) + CO2(g)
em equilíbrio, apresenta as constantes cinéticas nas direções 
1 e 2 iguais a k1 = 2x10
–4 L2.mol–1.h–1 e k2 = 8x10
–4 L2.mol–1.h–1, 
respectivamente. Sabendo-se que v1 = k1 . [H2O] . [CO] 
e v2 = k2 . [H2] . [CO2], pede-se:
A) CALCULE a constante de equilíbrio no sentido 1.
B) CALCULE a concentração de CO2(g), no equilíbrio, 
sabendo que as concentrações iniciais de H2O(g) e CO(g) 
são iguais a 1,0 mol.L–1.
03. (UNESP) O hidrogênio pode ser obtido do metano, 
de acordo com a equação química em equilíbrio
CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + 3H2(g)
A constante de equilíbrio dessa reação é igual a 0,20 
a 900 K. Em uma mistura dos gases em equilíbrio a 900 K, 
as pressões parciais de CH4(g) e de H2O(g) são ambas iguais 
a 0,40 atm e a pressão parcial de H2(g) é de 0,30 atm.
A) ESCREVA a expressão da constante de equilíbrio.
B) CALCULE a pressão parcial de CO(g) no equilíbrio.
04. 64,0 g de HI gasoso sofrem decomposição à temperatura 
constante em recipiente fechado.
2HI(g)  H2(g) + I2(g)
Estabelecido o equilíbrio, verifica-se a presença de 12,8 g 
de HI no sistema. Pede-se
A) o grau de equilíbrio.
B) o valor da constante de equilíbrio.
05. (UEG-GO–2007) O N2O4 é um gás incolor e pode 
transformar-se no gás castanho NO2, de acordo com 
o equilíbrio apresentado na figura a seguir.
N2O4(g) � 2NO2(g)
Considere que 4,0 mol do gás incolor e 2,0 mol do gás 
castanho foram misturados em um recipiente fechado 
de 1,0 L de capacidade, à temperatura de 227 ºC. 
Admita ainda que, a essa temperatura, a constante de 
equilíbrio, em termos das concentrações, vale 40. Com 
base nas informações do texto e da figura, e considerando 
¹3 = 1,73, faça o que se pede.
A) EXPLIQUE, por meio de cálculos, se haverá 
diminuição ou aumento na concentração de NO2 
até que o equilíbrio seja estabelecido.
B) DETERMINE as concentrações de N2O4 e NO2 
no estado de equilíbrio.
EXERCÍCIOS PROPOSTOS
01. (PUC Minas–2010) Na tabela a seguir, assinale a reação 
que MAIS favorece o produto.
Reação Keq
A) 2NO2(g)  N2O4(g) 1,0x10
2
B) 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) 6,4x10
5
C) 2NOBr(g)  2NO(g) + Br2(g) 6,4x10
–2
D) CH4(g) + H2O(g)  CO(g) + 3H2(g) 5,7
02. (FUVEST-SP) A altas temperaturas, N2 reage com O2 
produzindo NO, um poluente atmosférico. 
N2(g) + O2(g)  2NO(g)
À temperatura de 2 000 K, a constante de equilíbrio 
anterior é igual a 4,0x10–4. Nessa temperatura, 
se as concentrações de equilíbrio de N2 e O2 forem, 
respectivamente, 4,0x10–3 e 1,0x10–3 mol.L–1, qual será 
a de NO?
A) 1,6x10–9 mol.L–1 D) 4,0x10–5 mol.L–1
B) 4,0x10–9 mol.L–1 E) 1,6x10–4 mol.L–1
C) 1,0x10–5 mol.L–1
03. (UFMG) 0,80 mol.L–1 de A são misturados com 0,80 mol.L–1 
de B. Esses dois compostos reagem lentamente, 
produzindo C e D, de acordo com a reação
A + B  C + D
Quando o equilíbrio foi atingido, a concentração de C 
foi medida, tendo sido encontrado o valor 0,60 mol.L–1. 
A constante de equilíbrio, Kc, dessa reação é
A) 1,7. D) 9,0.
B) 0,45. E) 3,0.
C) 5,3.
04. (FCMMG–2011) Colocaram para reagir, em um recipiente 
vazio, fechado, de volume constante, 1,0 mol de H2(g) 
e 1,0 mol de I2(g). Na temperatura em que ocorre a reação
H2(g) + I2(g)  2HI(g)
a constante de equilíbrio é igual a 1,0.
Tendo-se em vista o exposto, pode-se concluir que 
a quantidade de HI(g) presente no equilíbrio é igual a
A) 0,33 mol.
B) 0,50 mol.
C) 0,66 mol.
D) 2,0 mol.
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Frente C Módulo 21
05. (UFV-MG) A amônia pode ser preparada pela reação 
entre nitrogênio e hidrogênio gasosos, sob alta pressão, 
segundo a equação
N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)
A tabela a seguir mostra a variação da concentração dos 
reagentes e produtos no decorrer de um experimento 
realizado em sistema fechado, a temperatura 
e pressão constantes.
Intervalo de 
tempo
[N2] / 
mol.L–1
[H2] / 
mol.L–1
[NH3] / 
mol.L–1
0 10 10 0
1 x 4 4
2 7 1 y
3 7 1 y
A) Os valores de x e y, no quadro anterior, são
 x = _______ e y = _______.
B) ESCREVA a expressão da constante de equilíbrio para 
essa reação, em termos das concentrações de cada 
componente.
C) O valor da constante de equilíbrio para essa reação, 
nas condições do experimento, é _________.
06. (UNIRIO-RJ) O conceito de equilíbrio é fundamental na 
Química, mas não é exclusivo da Química. Vivemos em 
uma situação social e econômica que constitui equilíbrio 
dinâmico de forças competitivas. Na família e nos grupossociais, comportamo-nos de maneira a manter as relações 
mais cordiais possíveis. Na realidade, procuramos atingir 
um equilíbrio.
Kotz; Treichel, 1998.
Acerca do tema equilíbrio químico, podemos afirmar que
A) quanto menor for a constante de equilíbrio, mais 
favorável será a formação dos produtos.
B) a constante de equilíbrio não é alterada quando 
são alterados os coeficientes estequiométricos 
da equação.
C) a adição de um catalisador altera o valor da constante 
de equilíbrio.
D) o estado físico das substâncias deve ser levado 
em consideração na expressão da constante 
de equilíbrio.
E) quanto maior for a constante de equilíbrio, mais 
favorável será a regeneração dos reagentes.
07. (UFU-MG) A amônia (NH3) pode ser obtida industrialmente 
pelo processo Haber-Bosh, que envolve altas temperaturas, 
elevadas pressões, e presença de Fe como catalisador. 
A reação envolvida é
 N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) ΔH = –92,4 kJ.mol
–1 
Sabendo-se que a constante de equilíbrio, Kc, 
da reação anterior vale 0,5 e 0,014 a 460 ºC e 750 ºC, 
respectivamente, pede-se:
A) ESCREVA a expressão da constante de equilíbrio, Kc, 
da reação e EXPLIQUE por que Kc diminui com 
o aumento da temperatura.
B) EXPLIQUE por que a síntese industrial de NH3 
necessita de altas temperaturas e da presença 
de catalisador.
08. (Fatec-SP) Considere a mistura gasosa em equilíbrio, 
a 450 ºC, contida em um recipiente de 1,0 L.
H2(g) + I2(g)  2HI(g)
No instante t, o sistema sofreu uma perturbação que 
conduziu a um novo estado de equilíbrio:
0,07
0,02
0,01
HI 0,076 mol.L–1
HI
t t1
H2 e I2
H2 0,017 mol.L
–1
I2 0,007 mol.L
–1
novo equilíbrio
C
o
n
ce
n
tr
aç
ão
Tempo
equilíbrio
equilíbrio
novo equilíbrio
novo equilíbrio
Analisando o gráfico e sabendo que a temperatura 
e a pressão durante o experimento foram mantidas 
constantes, podemos afirmar que
A) os valores da constante Kc nos instantes t e t1 
são iguais.
B) a concentração de I2, no equilíbrio inicial, é 
0,02 mol.L–1.
C) no instante t1, a concentração de HI é duplicada.
D) no instante t1, constata-se a presença de 0,07 mol.L
–1 
de H2.
E) no instante t, a concentração de H2 foi reduzida 
à metade.