Aula 5 - Equilíbrio Químico_2022_DEQUI

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CAMPUS OURO PRETO
OURO PRETO – MINAS GERAIS – BRASIL
Disciplina Química Geral – QUI109 
QUÍMICA GERAL/FUNDAMENTAL
Equilíbrio Químico
Professor: Matheus Mello Pereira
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NA AULA DE HOJE ...
• Equilíbrio Químico;
• Reações Reversíveis;
• Constante de Equilíbrio;
• Cálculos envolvendo equilíbrios; e
• Princípio de Le Chatelier;
• Concentração;
• Pressão;
• Calor;
• Catalisador.
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
EXTENSÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
Reações Irreversíveis: algumas reações (especialmente reações muito rápidas), podem levar
ao completo consumo dos reagentes, mesmo em sistemas fechados.
𝐶8𝐻18(𝑙) +
25
2
𝑂2(𝑔) → 9𝐻2𝑂(𝑔) + 8𝐶𝑂2(𝑔)
Reações Reversíveis: outras parecem parar de ocorrer após produzir certa quantidade de
produto. Isso porque a reação inversa ocorre com a mesma velocidade que a reação direta.
𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) → 2𝐻𝐼(𝑔) 2𝐻𝐼(𝑔) → 𝐼2(𝑔) +𝐻2(𝑔)
𝐼2(𝑔) + 𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼(𝑔)
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
EXTENSÃO DE UMA REAÇÃO QUÍMICA
Reações Reversíveis: em teoria, em um sistema fechado, todo sistema é reversível em algum
grau.
Equilíbrio químico: Quando as velocidades das reações direta e inversa se igualam, alcança-
se o equilíbrio químico, e as concentrações dos reagentes e produtos não mais variam.
𝐴 → 𝐵 𝓋𝑑= 𝑘𝑑 𝐴
𝐵 → 𝐴 𝓋𝑖 = 𝑘𝑖 𝐵
𝑨 ⇌ 𝑩
𝓋𝑑 = 𝓋𝑖
𝑘𝑑 𝐴 = 𝑘𝑖 𝐵
𝑘𝑑
𝑘𝑖
=
𝐵
𝐴
= 𝑘𝑒𝑞
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
É o estágio da reação química em que não existe mais tendência a 
mudar a composição da mistura reacional.
• Todo equilíbrio químico é um equilíbrio
dinâmico, com a reação direta e inversa
ocorrendo com a mesma velocidade.
• Todas as reações químicas tendem a
alcançar um equilíbrio, embora isto nem
sempre seja aparente.
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
• Equilíbrio em termos de concentração (Kc) e pressão (Kp)
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝓋𝑑 = 𝑘𝑑 𝐴
𝑎 𝐵 𝑏 𝓋𝑖 = 𝑘𝑖 𝐶
𝑐 𝐷 𝑑
𝑘𝑒𝑞 = 𝑲𝒄 =
𝑘𝑑
𝑘𝑖
=
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
Em fase gasosa, as constantes de equilíbrio podem ser dadas em termos das concentrações ou pressões 
parciais:
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇 ⟹ 𝐴 =
𝑛𝐴
𝑉
=
𝑃𝐴
𝑅𝑇
𝑲𝒑=
𝑘𝑑′
𝑘𝑖′
=
𝑃𝐶
𝑐 𝑃𝐷
𝑑
𝑃𝐴
𝑎 𝑃𝐵
𝑏
A relação entre as duas constantes
de equilíbrio pode ser dada por: 𝑲𝒑 = 𝑲𝒄(𝑹𝑻)
𝜟𝒏
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÊNEO
Tem-se as seguintes reações, determine as constantes de equilíbrio para cada
reação:
Direta: 1𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
Inversa: 2𝑁𝐻3(𝑔) ⇌ 1𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔)
• Não importa se inicialmente há apenas N2, H2 ou NH3, no equilíbrio todas as espécies estão
presentes.
𝑘𝑃𝑑 =
𝑃 𝑁𝐻3
2
𝑃 𝐻2
3𝑃 𝑁2
1 𝑘𝑃𝑖 =
𝑃 𝐻2
3𝑃 𝑁2
1
𝑃 𝑁𝐻3
2
𝑘𝑃𝑑 =
1
𝑘𝑃𝑖
A constante de 
equilíbrio é 
adimensional!
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO HOMOGÊNEO
• Se começarmos com uma mistura de nitrogênio e hidrogênio (em quaisquer
proporções), a reação alcançará o equilíbrio com uma concentração constante de
nitrogênio, hidrogênio e amônia (a).
• No entanto, se começarmos apenas com amônia e nenhum nitrogênio ou hidrogênio, a
reação prosseguirá e N2 e H2 serão produzidos até que o equilíbrio seja alcançado (b).
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
• Quando Keq >> 1, reação direta é muito favorecida:
- No equilíbrio, a concentração dos produtos será maior que a dos reagentes.
• Quando Keq << 1, a reação inversa é muito favorecida:
- No equilíbrio, a concentração dos reagentes será maior que a dos produtos.
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑘𝑒𝑞 = 𝐾𝑐 =
𝑘𝑑
𝑘𝑖
=
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
𝑘𝑒𝑞(𝑑) =
1
𝑘𝑒𝑞(𝑖)
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EQUILÍBRIO QUÍMICO
EQUILÍBRIO QUÍMICO HETEROGÊNEO
Um equilíbrio heterogêneo envolve reagentes e/ou produtos em duas ou mais 
fases distintas.
Qual seria as expressões para o equilíbrio das seguintes reações:
𝑃𝑏(𝑎𝑞)
2+ + 2𝐶𝑙(𝑎𝑞)
− ⇌ 𝑃𝑏𝐶𝑙2(𝑠)
𝑁𝐻3(𝑎𝑞) +𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4𝑂𝐻(𝑎𝑞)
=
1
𝑃𝑏2+ 𝐶𝑙− 2
𝑘𝑐 =
𝑃𝑏𝐶𝑙2
𝑃𝑏2+ 𝐶𝑙− 2
𝑘𝑐 =
𝑁𝐻4𝑂𝐻
𝑁𝐻3 𝐻2𝑂
=
𝑁𝐻4𝑂𝐻
𝑁𝐻3 1
Compostos puros nos estados
sólido (s) ou líquido (l) possuem
concentração constante.
Por isso, não se coloca suas
concentrações no cálculo de Kc.
Substitui-se a concentração
desses compostos por 1.
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CÁLCULOS ENVOLVENDO EQUILÍBRIO
Cálculo da constante de equilíbrio
Muitas vezes é necessário calcular o valor de Keq a determinada temperatura.
• Para isso é necessário conhecer as concentrações no equilíbrio de todas as espécies. Ou, as
concentrações iniciais e no equilíbrio de apenas algumas espécies, desde que se conheça a
estequiometria da reação.
𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
NI0,01240Início 00
NIVariação
NIEquilíbrio 0,00046
? ? ?
? ?
𝐾𝑐 =
𝑁𝐻4
+ [𝑂𝐻−]
𝑁𝐻3
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CÁLCULOS ENVOLVENDO EQUILÍBRIO
Cálculo da constante de equilíbrio
Muitas vezes é necessário calcular o valor de Keq a determinada temperatura.
• Para isso é necessário conhecer as concentrações no equilíbrio de todas as espécies. Ou, as
concentrações iniciais e no equilíbrio de apenas algumas espécies, desde que se conheça a
estequiometria da reação.
𝑁𝐻3 𝑎𝑞 + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑁𝐻4(𝑎𝑞)
+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑞)
−
NI0,01240Início 00
NIVariação
NIEquilíbrio 0,00046
+0,00046+0,00046
0,00046
-0,00046
0,01194
𝐾𝑐 =
𝑁𝐻4
+ [𝑂𝐻−]
𝑁𝐻3
=
(0,00046)2
(0,01194)
= 1,81 × 10−5
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CÁLCULOS ENVOLVENDO EQUILÍBRIO
Lei da Ação das Massas 
(determinação do sentido da reação)
Sabendo-se a constante de equilíbrio (a dada temperatura) e as concentrações iniciais das
espécies presentes, é possível determinar o sentido que determinada reação deverá seguir
para atingir o equilíbrio, calculando-se o quociente da reação (Q):
Se:
- Q < Keq , para alcançar o equilíbrio a reação ocorre no sentido a formar mais produtos;
- Q > Keq , para alcançar o equilíbrio a reação ocorre no sentido dos reagentes;
- Q = Keq , a reação está na condição de equilíbrio.
𝑎𝐴 + 𝑏𝐵 ⇌ 𝑐𝐶 + 𝑑𝐷
𝑄 =
𝐶 𝑐 𝐷 𝑑
𝐴 𝑎 𝐵 𝑏
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CÁLCULOS ENVOLVENDO EQUILÍBRIO
Exemplo 1: Se em um recipiente fechado a 472°C for colocada uma mistura contendo
H2, N2 e NH3, com pressões parciais de 122, 61 e 122 atm, respectivamente, em que
sentido irá variar as concentrações dessas espécies para alcançar o equilíbrio,
sabendo que o Kp desta reação nessa temperatura é 2,79×10
-5?
Q > Kp → Reação ocorre no sentido do consumo de amônia e formação de
hidrogênio e nitrogênio (“sentido dos reagentes”).
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
𝑄 =
𝑃 𝑁𝐻3
2
𝑃 𝐻2
3𝑃 𝑁2
=
122 2
122 3 61
= 1,34 × 10−4
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CÁLCULOS ENVOLVENDO EQUILÍBRIO
Exemplo 2: Determine as pressões parciais de H2, I2 e HI no equilíbrio a 448°C,
sabendo que inicialmente, havia 59,2 atm de H2 e 118,4 atm de I2 e Kp = 51, nesta
temperatura.
59,2 atmInício 0 atm
Variação
Equilíbrio 2x
+2x
59,2 – x 
-x-x
118,4 - x
𝐻2(𝑔) + 𝐼2(𝑔) ⇌ 2𝐻𝐼(𝑔)
𝐾𝑃 =
𝑃 𝐻𝐼 2
𝑃 𝐻2 𝑃 𝐼2
= 51
118,4 atm
𝐾𝑃 =
2𝑥 2
59,2 − 𝑥 118,4 − 𝑥
= 51
𝑥 = 138 ou 𝟓𝟓
Então, no equilíbrio:
P(H2) = 4,2 atm;
P (I2) = 63,4 atm e
P (HI) = 110 atm.
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PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Henry Louis Le Chatelier (1888): “Quando um sistema em
equilíbrio é submetido a uma ação, o equilíbrio se desloca no
sentido de contrabalançar esta ação”.
Fatores que afetam o equilíbrio:
• Adição ou remoção de reagentes ou produtos;
• Variação da pressão do sistema (equilíbrios gasosos);
• Variação da temperatura; e
• Catalisador.
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PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
- Adição de um reagente, desloca o equilíbrio no sentido dos produtos(diminui
Q);
- Adição de um produto, desloca o equilíbrio no sentido dos reagentes (aumenta
Q);
- Remoção de um reagente, desloca o equilíbrio no sentido dos reagentes
(aumenta Q);
- Remoção de um produto, desloca o equilíbrio no sentido dos produtos (diminui
Q).
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
CONCENTRAÇÃO
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PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
PRESSÃO
Importante apenas para as espécies envolvendo gases, em especial, aquelas em que todas as
espécies estão em fase gasosa.
• Aumento da pressão pela redução do volume → desloca o equilíbrio no sentido de diminuir
o número de moléculas (lado da reação que tiver o menor número de mols de espécies
gasosas);
• Redução da pressão pelo aumento do volume → desloca o equilíbrio no sentido de
aumentar o número de moléculas (lado da reação que tiver o maior número de mols de
espécies gasosas).
• Variação da pressão por adição ou remoção de um gás que não está envolvido no
equilíbrio, não desloca a reação.
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PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
TEMPERATURA
• Aumento da temperatura (adição de calor) → desloca o equilíbrio no sentido da reação
endotérmica;
• Redução da temperatura (remoção de calor) → desloca o equilíbrio no sentido da reação
exotérmica.
𝑁2𝑂4(𝑔) ⇌ 2𝑁𝑂2(𝑔) Δ𝐻 = +58,0 𝑘𝐽
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔) Δ𝐻 = −92,4 𝑘𝐽
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PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
CATALISADOR
• Reduz a energia de ativação da reação;
• Aumenta as velocidades das reações direta e inversa na
mesma proporção;
• Não afeta o equilíbrio, apenas faz com que ele seja
alcançado mais rapidamente.
𝑁2(𝑔) + 3𝐻2(𝑔) ⇌ 2𝑁𝐻3(𝑔)
Cat.: ferro suportado
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, P.; JONES, L.: Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o
Meio Ambiente. 3ªEd. Editora Bookman, Vol. Único, 2006.
BARBOSA, L.C. Introdução à Química Orgânica. São Paulo: Prentice Hall, 2004.
BROWN, L.S.; HOLME, T.A. Química Geral aplicada à Engenharia. Cengage
Learning, 2009.
KOTZ, J. C.; Treicher, P. M.: Química Geral e Reações Químicas. 5ª Ed. Editora
Cenage Learning, Vol. 1, 2008.
RUSSEL, J. B.: Química Geral. 2ª Ed. Editora Pearson Makron Books, Vol. 1,
2008.
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