Equilíbrio QuímicoFACULDADE ESTÁCIO DO RECIFE CURSO: FARMÁCIA DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA PROF.: NÉLIA LIMA EQUILÍBRIO QUÍMICO A situação em que as concentrações de todos os reagentes e produtos não se alteram com o tempo é o equilíbrio químico. O equilíbrio químico se estabelece quando as reações opostas avançam com velocidades iguais. A velocidade em que os reagentes formam produtos é igual à velocidade em que os produtos regeneram os reagentes. Para haver equilíbrio, não podem escapar do sistema nem os produtos, nem os reagentes. Figura 1 – Comportamento dos reagentes e produtos com o passar do tempo. Graficamente o equilíbrio pode ser representado como mostrado na figura 1, a partir da linha tracejada nota-se que não há alterações no curso da linha que define o comportamento da substância. A reação 𝑁2 𝑂4 ⇔ 2𝑁𝑂2 está representada graficamente com consumos diferentes de reagente e formação de produto diferentes também, o que quer dizer que a maneira como a reação é conduzida muda o ponto de equilíbrio evidenciando constantes de equilíbrio diferentes. Para entender o gráfico, a curva que representa os reagentes sempre começa com uma grande quantidade e conforme acompanhamos a linha de evolução do tempo (para a direita) a quantidade vai diminuindo. Por outro lado, a curva que começa em zero, se analisada na evolução da linha do tempo mostra um comportamento crescente indicando aumento na quantidade, ou seja, trata-se de uma curva de produtos. Na figura 2 a seguir encontra-se um gráfico genérico para uma reação qualquer. Química Analítica Nélia Lima 1 serão expoentes da expressão e que influenciará na determinação do valor de Kc. Controle de Temperatura Presença em equilíbrio dos reagentes e produto formados – neste ponto qualquer alteração da pressão e temperatura podem resultar em uma maior quantidade de produto formado ou formação dos reagentes desfavorecendo a formação da amônia. a reação parece terminar. com os três componentes constituindo a mistura reacional. e com o aumento de [B] a velocidade da reação inversa aumenta. encontra-se um esquema simplificado do que ocorre na formação do NH 3. Num certo ponto.Equilíbrio Químico 2 Conceito de equilíbrio Considere a reação direta 𝐴 → 𝐵 e a reação inversa 𝐵 → 𝐴. na presença de catalisador apropriado. os gases que não reagiram são bombeados para o início do processo. os coeficientes marcados em cinza na equação química. A constante de equilíbrio O processo Haber consiste na reação entre os gases N2 e H2. Nessas condições os dois gases se combinam e formam a amônia (amoníaco – NH3). assim por exemplo na reação de obtenção da amônia: 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) a expressão da constante de equilíbrio fica: [𝑁𝐻3 ]2 𝐾𝑐 = [𝑁2 ][𝐻2 ]3 Na expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações Kc. O sistema reacional acaba por atingir um ponto em que as velocidades da reação direta e da reação inversa são iguais e os compostos A e B ficam em equilíbrio. portanto é muito importante observar se a equação encontra-se balanceada. Controle de Pressão Como o objetivo é a formação da amônia. Na figura 2 a seguir. num reator com controle de pressão e temperatura. Reordenando as igualdades da velocidade. Química Analítica Nélia Lima . a concentração de A diminui e a de B aumenta. Com a diminuição de [A]. a velocidade da reação direta diminui como mostra a figura 1. Portanto: 𝑘𝐷 [𝐴] = 𝑘𝐼 [𝐵] 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑑𝑖𝑟𝑒𝑡𝑎 = 𝑉𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑𝑒 𝑖𝑛𝑣𝑒𝑟𝑠𝑎 A configuração [A] refere-se à concentração da substância A (idem para a substância B). A medida que A reage e forma o composto B. no entanto a reação não leva ao consumo completo dos dois reagentes. podemos escrever: [𝐵 ] 𝑘𝐷 = = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 [𝐴 ] 𝑘𝐼 Onde kD e kI são as constantes de reação relacionadas à cada reação direta e inversa respectivamente. Expressão da constante de equilíbrio A constante de equilíbrio depende do conhecimento da equação química balanceada. Neste caso a expressão da constante de equilíbrio em função das pressões.345 = 0.345 = 2 0.Equilíbrio Químico Outro fato que deve ser lembrado é que apenas soluções aquosas (indicadas na reação como (aq)) e gases podem participar da expressão de Kc. os coeficientes da equação balanceada serão expoentes dos valores de pressão de cada gás. a constante de equilíbrio Kp.046 .679atm. 𝐾𝑃 = Foram dados: Kp = 0. podemos escrever a constante de equilíbrio em função das pressões parciais dos gases. Kp.345.104 𝑎𝑡𝑚 Química Analítica Nélia Lima 2 𝑃𝑆𝑂 3 2 𝑃𝑆𝑂 𝑃 2 𝑂2 3 .0314 2 𝑃𝑆𝑂 = 0011 3 𝑃𝑆𝑂3 = √0. Qual a pressão parcial do SO3 na mistura em equilíbrio? Resposta: A reação envolve apenas substâncias no estado gasoso e como foram dadas as pressões. fica: 𝐾𝑃 = 2 𝑃𝑁𝐻 3 𝑃𝑁2 𝑃𝐻32 Neste caso.679 2 𝑃𝑆𝑂 3 0. a pressão parcial do SO 2 é 0.679 2 𝑃𝑆𝑂 3 0.011 𝑃𝑆𝑂3 = 0. 0. da seguinte reação: 2𝑆𝑂2(𝑔) + 𝑂2(𝑔) ⇔ 2𝑆𝑂3(𝑔) VALE 0. 0.679atm Substituindo na expressão de Kp: 2 𝑃𝑆𝑂 3 0.345 P(SO2) = 0.215atm e a do O2 0. Numa mistura em equilíbrio.345 = 0. Kp.215atm P(O2) = 0. a expressão da constante de equilíbrio fica em termos de pressão. cujas concentrações dos gases é difícil de obter. Constante de equilíbrio em termos das Pressões. Kp (apenas para reações que envolvem gases) Para as reações exclusivamente gasosas.215 . A 900K. Exemplo: 1. as concentrações do SO 2Cl2 e do SO2 são 0. respectivamente.136M. Na mistura dos três gases em equilíbrio. Neste caso. Para que a constante de equilíbrio tenha este valor tão grande (lembre-se que uma potência de 109 significa que a vírgula pode ser deslocada nove casas para a direita deixando o número realmente 2 grande 4570000000) é preciso que o valor de [𝑁𝐻3 ] deve ser muito maior que o valor da multiplicação 3 [𝑁2 ][𝐻2 ] . fica: 𝐾𝐶′ = Química Analítica Nélia Lima [𝑁2 𝑂4 ] [𝑁𝑂2 ]2 4 . dizemos que o equilíbrio é deslocado para a direita. no sentido da formação do NO 2). Exemplo: 3.Equilíbrio Químico 2. Podemos aqui.078. 𝑁2 𝑂4(𝑔) ⇔ 2𝑁𝑂2(𝑔) A expressão de Kc para a reação direta (ou seja. maior o valor de [HI] (concentração de HI. A constante de equilíbrio da reação 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) → 2𝐻𝐼(𝑔) varia com a temperatura da seguinte maneira: a 298K se tem Kc=794 e a 700K.57 x 109. deslocando o equilíbrio da reação para a esquerda – sentido inverso da reação. digamos que a uma certa temperatura o valor calculado de Kc seja igual a 4. a reação 𝑆𝑂2 𝐶𝑙2(𝑔) ⇔ 𝑆𝑂2(𝑔) + 𝐶𝑙2(𝑔) Tem Kc = 0. fica: [𝑁𝑂2 ]2 𝐾𝐶 = [𝑁2 𝑂4 ] Para a reação inversa (a reação que é lida da direita para a esquerda. Caso esse número fosse menor que 1 (um) no equilíbrio químico da mistura estaria presente uma maior quantidade de reagentes. Qual a [Cl 2] na mistura em equilíbrio? Resposta: [Cl2] = 0. neste caso de produto formado) O sentido do avanço da reação e a constante Kc Considere a seguinte equação química para a formação do gás NO 2. ou seja. A 100°C. Kc << 1 favorece a reação inversa e o equilíbrio está deslocado para a esquerda – formação dos reagentes. pensar que a mistura dos três gases em equilíbrio é constituída praticamente de 𝑁𝐻3 . regenerando os reagentes) a expressão de Kc. Quanto maior o valor de Kc. Kc=54. isto é. a 100°C. no sentido direto da reação – formação de produto.15M O valor da constante de equilíbrio Vamos tomar como exemplo a reação de síntese de Haber expressão da constante de equilíbrio fica: [𝑁𝐻3 𝐾𝑐 = [𝑁 ]2 2 ][𝐻2 ] 3 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) cuja . Podemos definir de forma simplificada que: Kc >> 1 favorece a reação direta e o equilíbrio está deslocado para a direita – formação dos produtos. A formação de HI é favorecida pela temperatura alta ou pela baixa? Resposta: Pela baixa temperatura em virtude do valor maior valor de Kc. Equilíbrio Químico ′ Onde 𝐾𝐶 represente a constante da reação inversa e também pode ser calculada por: 𝐾𝐶′ = 1 𝐾𝐶 Equilíbrios heterogêneos Muitos equilíbrios. as respectivas concentrações não aparecem em qualquer das duas expressões da concentração em equilíbrio. Química Analítica Nélia Lima 5 . é possível determinar quanto de soluto tem e determinar uma concentração [A] e no caso de gases. para a decomposição do carbonato de cálcio. c. Assim. Para o caso de soluções. 𝐶𝑂2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) → 𝐶𝑂(𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑙) 𝑆𝑛𝑂2(𝑠) + 2𝐶𝑂(𝑔) → 𝑆𝑛(𝑠) + 2𝐶𝑂2(𝑔) 𝑇𝑖(𝑠) + 2𝐶𝑙2(𝑔) → 𝑇𝑖𝐶𝑙4(𝑙) Resposta (a) As expressões para Kc e Kp ficam: 𝐾𝐶 = [𝐶𝑂] [𝐶𝑂2 ][𝐻2 ] 𝐾𝑃 = 𝑃𝐶𝑂 𝑃𝐶𝑂2 𝑃𝐻2 Como a água H2O figura na reação como líquido puro. nesta equação há duas substâncias no estado sólido (sinalizadas por (s)) e deve-se ter em mente que não é possível determinar a concentração de um sólido puro ou líquido puro por tratar-se da mesma substância ao longo de sua extensão. também importantes. e proporcionam o equilíbrio heterogêneo. 𝐶𝑎𝐶𝑂3(𝑠) ⇔ 𝐶𝑎𝑂(𝑠) + 𝐶𝑂2(𝑔) Como podemos observar. (b) As expressões para Kc e Kp. a sua concentração não aparece em qualquer das duas expressões do equilíbrio. b. a expressão de Kc. é possível estimar não somente sua concentração como também a pressão que os mesmos provocam se estiverem em grandes ou pequenas quantidades. Escreva a expressão de Kc e Kp para cada reação seguinte: a. ficam: [𝐶𝑂2 ]2 𝐾𝐶 = [𝐶𝑂]2 𝐾𝑃 = 2 𝑃𝐶𝑂 2 2 𝑃𝐶𝑂 Como o SnO e o Sn são sólidos puros. fica: 𝐾𝐶 = [𝐶𝑂2 ] Exemplo: 4. Como exemplo. as substâncias em equilíbrio estão em fases diferentes. Se um sólido puro ou um líquido puro estiver envolvido num equilíbrio heterogêneo. diferente de uma solução aquosa que contém água como solvente e partículas de um soluto dispersas. a sua concentração não figura na expressão da constante de equilíbrio. vejamos a decomposição do carbonato de cálcio. 0. 0. Do lado dos reagentes.002722 𝐾𝐶 = 0. atinge o equilíbrio a 472°C.1207𝑀 [𝑁2 ] = 0.0402 . fica: [𝑁𝐻3 ]2 𝐾𝐶 = [𝑁2 ]⌈𝐻2⌉3 Dados do exercício: [𝐻2 ] = 0. Química Analítica Nélia Lima 6 .000072 𝐾𝐶 = 0.0018 𝐾𝐶 = 0.103 Lembre-se que a constante de equilíbrio não tem unidade! (b) Como o valor de Kc é menor que 1 (Kc <<1) a reação favorável é a reação inversa – sentido da direita pra esquerda formando reagentes. Calcular a constante de equilíbrio Kc da reação b. 0.Equilíbrio Químico (c) As expressões para Kc e Kp. Responda: a reação favorável é direta ou indireta? Resposta (a) A expressão de Kc.0000074 0. Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio num vaso de reação fechado. A mistura em equilíbrio foi analisada e revelou-se 0.00272M no NH3.0000074 0.12073 𝐾𝐶 = 0. 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) → 2𝑁𝐻3(𝑔) a.00272𝑀 Substituindo na expressão de Kc: 0.0402M no N2 e 0. Cálculo da constante de equilíbrio Considere o exemplo: 5. como o produto é um líquido puro. ficam: 𝐾𝐶 = 1 [𝐶𝑙2 ]2 𝐾𝑃 = 1 2 𝑃𝐶𝑙 2 Neste caso.0402𝑀 [𝑁𝐻3 ] = 0. o TiCl 4 não aparece nas expressões Kc e Kp.0402 .1207M no H2. o Ti(s) também não deve compor as expressões de Kc e Kp. 935 . 3. 10−3 𝑀 2 Química Analítica Nélia Lima 7 . verificando-se que é 1. Calcular a constante de equilíbrio Kc a 448°C. em geral. O sistema evolui até o equilíbrio e se analisa a mistura final.Equilíbrio Químico Muitas vezes não são conhecidas todas as concentrações das espécies químicas em equilíbrio. 10−3 𝑀 2𝐻𝐼(𝑔) 0𝑀 Variação 1. é colocada a mistura de 5. 10−3 𝑀 Equilíbrio LEMBRE-SE QUE NO INÍCIO. o mesmo acontece para o I2. ANTES DA REAÇÃO COMEÇAR TEREMOS SEMPRE (ZERO) DE PRODUTO FORMADO!!! Observando a estequiometria da reação.0x10-2mol de I2.0 . Observe o exemplo a seguir: 6. e 1. Calcular a variação de concentração que ocorre no processo de o sistema atingir o equilíbrio. 10−3 𝑚𝑜𝑙 5.87 . o mesmo acontece para o I2. 10−3 𝑀 + 𝐼2(𝑔) ⇔ 2.0 . aproveitando as concentrações inicial e de equilíbrio que forem conhecidas. Calcular as concentrações no equilíbrio por meio das concentrações iniciais e das variações calculadas. 2. O procedimento sistemático é o seguinte: 1. da reação 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇔ 2𝐻𝐼(𝑔) Resposta O primeiro passo é calcular as concentrações do H 2 e I2 em mol/L: [𝐻2 ]𝐼𝑁𝐼𝐶𝐼𝐴𝐿 = [𝐼2 ]𝐼𝑁𝐼𝐶𝐼𝐴𝐿 = 5.0x10 -3mol de H2. Num balão de 5. 10−2 𝑚𝑜𝑙 5.00 𝐿 1.00L. 10−3M = 2.0 . Significa que a quantidade de produto (HI) formada é sempre o dobro do que é consumido de H2. Se for conhecida apenas uma delas é possível. A constante de equilíbrio é então calculada com facilidade. 10−3 M O segundo passo é criar uma tabela com os valores de concentração conhecidos: 𝐻2(𝑔) Início 1. Usar a estequiometria da reação para calcular as varrições das concentrações das outras espécies.87 .0 .0 .87x10-3M no HI. pela estequiometria da reação (balanceamento) e pelos valores iniciais.0 . 4. Assim: 1. Organizar uma tabela com todas as concentrações iniciais e de equilíbrio que forem conhecidas. são formados 2 mols de HI enquanto apenas 1 mol de H 2 é consumido. 10−3 𝑀 = 0. a 448°C. calcular as concentrações detodas as espécies que participam da reação.00 𝐿 = 1. 87 . 10−3 𝑀 − 0. e em algumas calculadoras a tecla é +/- 3.4969 .935 . 10−3 𝑀 2. podemos preencher a tabela assim: 𝐻2(𝑔) + 1.065 . 10−8 3.4969 .0 . no equilíbrio teremos: 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇔ 2𝐻𝐼(𝑔) 1. E se foram formados 1. da quantidade (o sinal positivo indica a quantidade de produto formado inicial 0.935. 10−3 𝑀 1. 10−8 𝐾𝐶 = 50. 10−3 𝑀 partindo do zero.87 .9225 .87 . 10−3 𝑀 Início Com as concentrações no equilíbrio podemos escrever a expressão de Kc e calcular seu valor: [𝐻𝐼 ]2 𝐾𝐶 = [𝐻2 ][𝐼2 ] 𝐾𝐶 = Para escrever na calculadora essa expressão coloque: −3 )2 (1. 10−3 𝑀 Equilíbrio 0. 10−3 𝑀 0𝑀 − 0. 10−6 𝐾𝐶 = 6. aqui como Kc é maior que 1 (Kc >> 1) a reação favorecida é a reação direta.87 . 10−6 𝐾𝐶 = 6. 10−3 𝑀 Equilíbrio Considerando as quantidades de reagente consumido e produto formado.87 . 10−3 𝑀 (o sinal negativo indica que houve Variação 2𝐻𝐼(𝑔) − 0. 10 0.065 . 10−3 𝑀 0𝑀 Variação − 0.0 .Equilíbrio Químico Desta forma descobrimos quanto foi consumido de cada reagente. 10−3 𝑀 Início 𝐼2(𝑔) ⇔ 2.9225 .87EXP-3)x2 lembre-se de usar o sinal de menos que está no teclado pequeno entre parênteses.0 . ou seja. 10−3 𝑥 1. 10−3 𝑀 1.065 . 10−3 𝑀 consumo.935 .51 Química Analítica Nélia Lima Só pra lembrar.10-3 foram que deve ser somada á consumidos) quantidade inicial) 1. da esquerda para a direita no sentido de formação dos produtos 8 .935 . 10−3 𝑀 + 1.0 .935 .87 . 10−3 (1. 10−3 𝑀 + 1.065 . 0082 𝐿. calcular Kp para a reação: 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇔ 2𝑁𝐻3(𝑔) Resposta O valor de Kc calculado no exemplo 5 é: 𝐾𝐶 = 0. 𝐾 Substituindo os dados na relação entre Kp e Kc.0082 . podemos também calcular Kp através de uma correlação com a equação dos gases ideais. 𝐾 𝑇 é 𝑎 𝑡𝑒𝑚𝑝𝑒𝑟𝑎𝑡𝑢𝑟𝑎 𝑒𝑚 𝑔𝑟𝑎𝑢𝑠 𝐾𝑒𝑙𝑣𝑖𝑛 𝑒 𝑝𝑜𝑑𝑒 𝑠𝑒𝑟 𝑐𝑎𝑙𝑐𝑢𝑙𝑎𝑑𝑎 𝑝𝑜𝑟: 𝑇(𝐾 ) = 𝑇(°𝐶 ) + 273 ∆𝑛 é 𝑎 𝑣𝑎𝑟𝑖𝑎çã𝑜 𝑑𝑜 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠. fica: 𝐾𝑃 = 𝐾𝐶 (𝑅𝑇 )∆𝑛 𝐾𝑃 = 0. 𝑇 (𝐾 ) = 745𝐾 ∆𝑛 = 2 − 4 ∴ ∆𝑛 = −2 𝑅 = 0.109)^(-2) Em algumas calculadoras o ^pode ser substituído por x y que possui a mesma função Multiplicação comum RESPOSTA FINAL 9 .109)(−2) 𝐾𝑃 = 0. (0. 𝐿/𝑚𝑜𝑙. 𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑠 𝑜 𝑡𝑜𝑡𝑎𝑙 𝑑𝑒 𝑚𝑜𝑙𝑠 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠. Com o valor de Kc calculado no exemplo 5. (𝑎𝑝𝑒𝑛𝑎𝑠 𝑜𝑠 𝑔𝑎𝑠𝑒𝑠) Por exemplo na reação: 𝑁2 𝑂4(𝑔) ⇔ 2𝑁𝑂2(𝑔) ∆𝑛 = 2 − 1 ⇒ ∆𝑛 = 1 Observe o exemplo: 7.103 Os demais dados são: 𝑇 = 472°𝐶 ∴ 𝑇(𝐾 ) = 𝑇(º𝐶 ) + 273 𝑜𝑢 𝑠𝑒𝑗𝑎.103 .103 Na calculadora escreva (6. 0. 745)(−2) 𝐾𝑃 = 0.103 . (6. 10−3 Química Analítica Nélia Lima Relação entre Kp e Kc Aqui deve-se primeiro realizar a multiplicação dentro do parêntese Aqui deve-se primeiro trabalhar a potência para então multiplicar por 0.0082 𝑎𝑡𝑚. podemos expressar a constante de equilíbrio em termos de suas pressões parciais. entretanto uma maneira de relacionar Kp e Kc numa equação. 𝑎𝑡𝑚/𝑚𝑜𝑙.Equilíbrio Químico Relação entre Kp e Kc Quando a reação é gasosa. Existe. assim quando calcularmos a constante de equilíbrio em função da concentração.103 . 𝑜𝑢 𝑠𝑒𝑗𝑎.7604 .0268 𝐾𝑃 = 2. A relação entre Kp e Kc é dada por: 𝐾𝑃 = 𝐾𝐶 (𝑅𝑇 )∆𝑛 Onde: 𝑅 = 0. Aqui (em ambos exemplos) a reação avança no sentido direto. 10−2 ) Podemos afirmar que para estas concentrações.0L. Determinar se a reação encontra-se em equilíbrio se o sistema reacional contiver. Observe a reação 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇔ 2𝑁𝐻3(𝑔) Se acrescentarmos H2 ou N2 a reação se desloca no sentido de consumir os reagentes que chegam e avança no sentido da formação do NH3. Se houver remoção da substância.0 .0x10-2 mol de I2. Efeito da concentração Se um sistema químico está em equilíbrio e juntamos ao sistema uma substância (um reagente ou um produto). temos: [𝐻𝐼 ] = 2. a reação tentará restabelecer o equilíbrio formando as quantidades perdidas. 2. o sistema reage no sentido de restabelecer o equilíbrio consumindo parte da substância adicionada.3 [𝐻2 ][𝐼2] (5. 10−2 𝑚𝑜𝑙 = 5. 10−2 )2 𝑄= = = 1. Química Analítica Nélia Lima 10 . 10−3 )(1. 1. Kc. Observe o exemplo: 8. 10−2 𝑚𝑜𝑙 = 1. A 448°C.0 . 10−2 𝑀 2. a constante de equilíbrio.5 . da pressão. No entanto se adicionarmos NH3. no início. ou da concentração de um dos componentes. [𝐻𝐼 ]2 (1.0 . a reação não se encontra no equilíbrio pois 𝑄 ≠ 𝐾𝐶 O Princípio de Le Châtelier Se um sistema em equilíbrio for perturbado por uma alteração.0𝐿 [𝐼2 ] = 3. o sistema deslocará a sua posição de equilíbrio de modo a anular o efeito da perturbação. podemos verificar se aquelas são as concentrações do equilíbrio em outras condições de temperatura e pressão calculando o coeficiente reacional.0 . 10−2 𝑀 2.0 . Aqui (em ambos exemplos) a reação avança no sentido inverso.Equilíbrio Químico Quando num exercício. a reação tenta repor a quantidade retirada e avança da mesma maneira no sentido da formação do NH 3.0 .0 .0𝐿 O quociente reacional é calculado da mesma forma que calculamos a constante de equilíbrio Kc. 10−3 𝑀 2.0𝐿 [𝐻2 ] = 1.51.5 . a reação avança no sentido de formar a substância removida. num vaso de 2. da reação: 𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇔ 2𝐻𝐼(𝑔) é 50. a reação tentará consumir formando N2 e H2 novamente e a reação avança no sentido inverso de formação dos reagentes. Resposta Calculando as concentrações iniciais. Também se retirarmos os gases N 2 e H2. recebemos os valores de concentração dos reagentes e produtos. Também se começarmos a retirar NH3.0x10 -2 mol de HI.0x10-2 mol de H2 e 3. 10−2 𝑚𝑜𝑙 = 1. Uma redução de pressão aumenta o volume e a reação desloca no sentido de formação dos reagentes onde há 4 mols dos gases. um aumento da pressão reduz o volume a reação desloca no sentido de formação do NH3.Equilíbrio Químico Efeito da pressão A redução do volume ocupado por uma mistura gasosa em equilíbrio provoca deslocamento do equilíbrio no sentido em que há redução do número total de mols do gás. FAZER OS EXERCÍCIOS ÍMPARES DO LIVRO: QUIMICA CIÊNCIA CENTRAL ESTES POSSUEM GABARITO NO FINAL DO LIVRO! BOM ESTUDO Química Analítica Nélia Lima 11 . PARA EXERCITAR. Ou seja. Tomando o exemplo da síntese de Haber: 𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇔ 2𝑁𝐻3(𝑔) Nos reagentes há um total de 4 mols de gás (soma do N 2 e do H2) enquanto nos produtos há apenas 2 mols de NH 3.