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Química - Ensino Médio
Curso: Química - Ensino Médio > Unidade 14
Lição 2: Constante de equilíbrio- A constante de equilíbrio K
- Exemplos resolvidos: como calcular constantes de equilíbrio
- Como escrever as expressões do quociente de reação e da constante de equilíbrio
- Escrever expressões para constante de equilíbrio
- Constante de equilíbrio e quociente de reação
- Cálculo da constante de equilíbrio
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Exemplos resolvidos: como calcular constantes de equilíbrio
Neste vídeo, vamos calcular as constantes de equilíbrio usando medições de concentração e pressões parciais em equilíbrio. Primeiramente, vamos calcular Kc de um sistema em equilíbrio usando concentrações de equilíbrio. Depois, vamos calcular Kp de um sistema diferente usando pressões parciais de equilíbrio. Versão original criada por Jay.
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Transcrição de vídeo
[RKA20C] Olá, tudo bem com você? Você vai assistir agora a mais uma
aula de Ciências da Natureza. Nesta aula, vamos resolver um exemplo sobre o cálculo da constante
de equilíbrio. Uma constante de equilíbrio
pode ser calculada a partir de concentrações medidas
experimentalmente ou pressões parciais de reagentes
e produtos em equilíbrio. Como exemplo, vamos observar a reação
onde o N₂O₄ no estado gasoso se transforma em 2NO₂,
também no estado gasoso. E vamos dizer que fizemos
um experimento onde permitimos que essa reação
chegasse ao equilíbrio e que, neste momento,
a temperatura seja de 100⁰C. No equilíbrio, a concentração
de NO₂ = 0,172 M e a concentração de N₂O₄ = 0,00140 M. Para calcular a constante de equilíbrio
para esta reação a 100⁰C, primeiro precisamos escrever
a expressão da constante de equilíbrio. Podemos escrever a expressão
da constante de equilíbrio usando a equação balanceada. Começamos escrevendo
a constante de equilíbrio e, como estamos lidando
com concentrações, estamos calculando Kс. Kс é igual a... Colocamos inicialmente
os produtos aqui. Nosso produto é apenas NO₂. Então, colocamos
a concentração de NO₂. Como há um coeficiente 2
na frente de NO₂, colocamos a concentração de NO₂
elevada à 2ª potência. Aí, dividimos isso pela
concentração de nosso reagente, que é N₂O₄. Esta aqui é a concentração de N₂O₄. E como há um índice 1
na frente de N₂O₄, a concentração de N₂O₄
vai ser elevada à 1ª potência. Em seguida, substituímos nossas
concentrações de equilíbrio. A concentração de equilíbrio
de NO₂ é 0,10172. Então, vamos substituir isso. Isto aqui vai ser igual
a 0,0172² dividido pela concentração
de equilíbrio de N₂O₄, que é 0,00140. Então, também substituímos isso, colocamos aqui 0,00140, isso elevado à 1ª potência. Quando resolvemos isso,
obtemos que Kс = 0,211, e isso está a 100°C. É sempre importante dizer
qual é a temperatura ao fornecer um valor para
a constante de equilíbrio, porque uma
constante de equilíbrio só é uma constante
para uma reação específica a uma determinada temperatura. E também é importante notar
que a constante de equilíbrio não tem nenhuma unidade. Sendo assim, a gente apenas diz
que Kс = 0,211 a 100°C para esta reação em particular. Agora, vamos calcular a constante
de equilíbrio para outra reação? Nesta reação, o dióxido de carbono
reage com o gás hidrogênio para produzir monóxido de carbono e H₂O. E, como tudo está no estado gasoso, experimentalmente é mais fácil
trabalhar com pressões parciais do que com concentrações. Então, em vez de calcular Kс, vamos calcular Kₚ, onde o P significa pressão. Sendo assim, estamos tentando encontrar
Kₚ em 500 Kelvin para esta reação. Para nos ajudar a encontrar Kₚ,
vamos usar uma tabela IVE, onde o "I" representa a pressão parcial
inicial em atmosferas, "V" representa a variação na
pressão parcial, também em atm, e "E" é a pressão parcial de equilíbrio. Vamos dizer que uma mistura de
dióxido de carbono, gás hidrogênio e H₂O seja colocada em um frasco
previamente evacuado e deixada em equilíbrio a 500 Kelvin. Vamos dizer também que as
pressões parciais medidas inicialmente eram de 4,10 atm
para o dióxido de carbono, 1,80 atm para o gás hidrogênio e 3,20 atm para o H₂O. Como não adicionamos nenhum
monóxido de carbono no início, a pressão parcial inicial disso é 0. Aí, depois que a reação
chegou ao equilíbrio, medimos a pressão parcial do H₂O
e encontramos 3,40 atm. É por isso que temos 3,40,
aqui no H₂O, na parte de equilíbrio na tabela IVE. Portanto, a pressão parcial inicial
do H₂O é 3,20 atm, e a pressão parcial de equilíbrio
é 3,40. Observando esses valores, percebemos que a
pressão parcial do H₂O aumentou. Sabendo disso, podemos vir aqui
e escrever "+x", que representa um aumento
na pressão parcial de H₂O. E, como observado,
"3,20 + x" deve ser igual a 3,40. Sendo assim,
x = 0,20. Portanto, a pressão parcial da água
aumentou 0,20. Podemos escrever "+x"
aqui em nossa tabela ou, simplesmente,
"+0,20". Agora que conhecemos essa variação
na pressão parcial do H₂O, podemos usar essa informação para
preencher o restante de nossa tabela. Por exemplo, a razão molar
de monóxido de carbono para o H₂O é de 1:1. Então, se ganhamos
mais 0,20 para o H₂O, também vamos ganhar mais 0,20
para o monóxido de carbono. E, se estamos ganhando para
os nossos dois produtos aqui, a reação líquida está
se movendo para a direita a fim de aumentar
a quantidade de produtos, o que significa que estamos
perdendo reagentes. E podemos descobrir
quanto estamos perdendo olhando para as nossas
proporções molares novamente. Para ambos os nossos reagentes, temos o 1 como coeficiente
na equação balanceada. Portanto, como temos "+x"
para ambos os nossos produtos, devemos ter "-x" para
ambos os nossos reagentes. E como x é 0,20, teremos aqui -0,20
para a variação na pressão parcial de ambos os
nossos reagentes. Sendo assim, a pressão parcial
de equilíbrio do dióxido de carbono é 4,10 - 0,20,
que é 3,90. E, para o H₂, temos
1,80 - 0,20, que é 1,60. Para o monóxido de carbono,
começamos do 0 e ganhamos +0,20. Portanto a pressão parcial
de equilíbrio é 0,20. Assim, à medida que a reação líquida
se move para a direita, perdemos alguns de nossos reagentes e ganhamos alguns de nossos produtos até que a reação alcançou o equilíbrio e, com isso, chegamos às nossas
pressões parciais de equilíbrio. Em nosso equilíbrio,
a taxa da reação direta é igual a taxa da reação inversa e, portanto, essas pressões
parciais de equilíbrio permanecem constantes. Agora que conhecemos nossas
pressões parciais de equilíbrio, estamos prontos para calcular
a constante de equilíbrio Kₚ. Vamos escrever uma expressão
de constante de equilíbrio aqui: Kₚ é igual a... Precisamos pensar inicialmente
nos produtos e, para nossos produtos, temos nossa pressão parcial
do monóxido de carbono. Uma vez que temos um coeficiente 1
na frente do monóxido de carbono na equação balanceada, teremos a pressão parcial do monóxido
de carbono elevada à 1ª potência. Aí, isso vezes a pressão parcial
do nosso outro produto, que é o H₂O. Mais uma vez, o coeficiente é 1. Então, essa pressão parcial deve ser
elevada à 1ª potência. Tudo isso dividido por... é agora que
vamos pensar em nossos reagentes, e ambos têm um coeficiente 1
na equação balanceada. Portanto, teremos aqui apenas a pressão parcial do dióxido de carbono vezes a pressão parcial do gás hidrogênio. As pressões parciais em nossa
expressão de constante de equilíbrio são as pressões parciais de equilíbrio, que podemos encontrar aqui
na nossa tabela. A pressão parcial de equilíbrio
do monóxido de carbono é 0,20, e a pressão parcial de equilíbrio
do H₂O é 3,40. Podemos substituir as pressões
parciais de equilíbrio para o dióxido de carbono e também para o gás hidrogênio. Aqui, temos as pressões
parciais de equilíbrio substituídas em nossa expressão
de constante de equilíbrio e, quando resolvemos isso,
encontramos Kₚ = 0,11, isso a 500K. Espero que você tenha compreendido
tudo direitinho o que conversamos aqui. Mais uma vez, quero deixar
para você um grande abraço e até a próxima!