Equilíbrio Químico

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1 
Equilíbrio Químico 
Capítulo 14 
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2 
Equilíbrio é um estado em que não há alterações observáveis​​, 
à medida que o tempo passa. 
Equilíbrio Químico é alcançado quando: 
• as velocidades da reação direta e da reação inversa são 
iguais 
• as concentrações dos reagentes e produtos permanecem 
constantes 
Equilíbrio físico 
H2O (l) 
Equilíbrio químico 
N2O4 (g) 
H2O (g) 
2NO2 (g) 
NO2 
3 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
Começa com NO2 Começa com N2O4 Começa com NO2 & N2O4 
equilibrio 
equilibrio equilibrio 
4 
constante 
5 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
= 4,63 x 10-3 K = 
[NO2]
2 
[N2O4] 
aA + bB cC + dD 
K = 
[C]c[D]d 
[A]a[B]b 
Lei de Ação das Massas 
6 
K >> 1 
K << 1 
Se desloca para a direita Favorece os produtos 
Se desloca para a esquerda Favorece os reagentes 
Se o Equilíbrio 
K = 
[C]c[D]d 
[A]a[B]b 
aA + bB cC + dD 
>> “muito maior” <<“muito menor” 
7 
Equilíbrio homogéneo aplica-se a reações em que todas as 
espécies reagentes estão na mesma fase. 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
Kc = 
[NO2]
2 
[N2O4] 
Kp = 
NO2 
P 2 
N2O4 
P 
aA (g) + bB (g) cC (g) + dD (g) 
Kp = Kc(RT)
Dn 
Dn = moles de produtos gasosos – moles de reagentes gasosos 
= (c + d) – (a + b) 
Na maioria dos casos 
Kc  Kp 
8 
Equilíbrio Homogéneo 
CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO
- (aq) + H3O
+ (aq) 
Kc = ′ 
[CH3COO
-][H3O
+] 
[CH3COOH][H2O] 
[H2O] = constante 
Kc = 
[CH3COO
-][H3O
+] 
[CH3COOH] 
= Kc [H2O] ′ 
Prática geral não incluir unidades para a constante de 
equilíbrio. 
Example 
9 
14.1 
 
Escreva as expressões para Kc, e KP se aplicável, para as 
seguintes reações reversíveis em equilíbrio: 
 
(a) HF(aq) + H2O(l) H3O
+(aq) + F-(aq) 
 
(b) 2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 
 
(c) CH3COOH(aq) + C2H5OH(aq) CH3COOC2H5(aq) + H2O(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
10 
14.1 
 
 
 
Estratégia 
 
Tenha em mente os seguintes factos: (1) a expressão KP 
aplica-se apenas às reações de gases e (2) a concentração 
de solvente (geralmente água) não aparece na expressão da 
constante de equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
11 
Solução 
 
(a) Porque não existem gases presentes, KP não se aplica e só 
temos Kc. 
 
 
 
 HF é um ácido fraco, deste modo a quantidade de água 
consumida nas ionizações do ácido é insignificante em 
comparação com a quantidade total de água presente como 
solvente. Assim, podemos reescrever a constante de equilíbrio 
como: 
 
 
 
 
 
 
 
14.1 
+ -
' 3
c
2
[H O ][F ]
 = 
[HF][H O]
K
K
+ -
3
c
[H O ][F ]
 = 
[HF]
Example 
12 
(b) 
 
 
(c) A constante de equilíbrio é dada por: 
 
 
 
 
 Porque a água produzida na reação é insignificante em 
comparação com a água do solvente, a concentração de 
água não é alterada. Assim, podemos escrever a nova 
constante de equilíbrio como: 
 
14.1 
 
P
K K
P P
2
NO
c p
2 NO O
[NO ]
 = = 
[NO] [O ]
2
22
2
2 2
'
cK
' 3 2 5 2
c
3 2 5
[CH COOC H ][H O]
 = 
[CH COOH][C H OH]
K
K 3 2 5c
3 2 5
[CH COOC H ]
 = 
[CH COOH][C H OH]
Example 
13 
14.2 
O seguinte processo de equilíbrio foi estudado a 230°C: 
 
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g) 
 
Numa experiência, as concentrações em equilíbrio das 
espécies participantes na reação, foram [NO] = 0,0542 M, 
[O2] = 0,127 M e [NO2] = 15,5 M. Calcular a constante de 
equilíbrio (Kc) da reação a esta temperatura. 
 
Example 
14 
Estratégia As concentrações dadas são as concentrações de 
equilíbrio. Elas têm unidades de mol/L, para que possamos 
calcular a constante de equilíbrio (Kc), usando a lei de ação das 
massas [Equação (14.2)]. 
 
Solução A constante de equilíbrio é dada por: 
 
 
 
Substituindo as concentrações, descobrimos que: 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.2 
2
2
c 2
2
[NO ]
 = 
[NO] [O ]
K
2
c 2
(15.5)
 = = 
(0.0542) (0.127)
5
6.44 × 10K
Example 
15 
14.2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Verificação 
 
Note-se que Kc é dada sem unidades. Além disso, o valor 
elevado de Kc é consistente com a concentração elevada de 
produto de reação (NO2) em relação às concentrações dos 
reagentes (NO e O2). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
16 
14.3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
A constante de equilíbrio KP para a decomposição do 
pentacloreto de fósforo em tricloreto de fósforo e cloro 
molecular 
 
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) 
 
é de 1,05 a 250 °C. Se as pressões parciais de PCl5 e PCl3 no 
equilíbrio são 0,875 atm e 0,463 atm, respectivamente, qual é a 
pressão parcial de Cl2 no equilíbrio, a 250 °C? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
17 
14.3 
 
 
Estratégia 
 
As concentrações dos gases reagentes são dadas em atm, de 
modo que podemos expressar a constante de equilíbrio em KP. 
A partir do valor conhecido para KP e das pressões de 
equilíbrio de PCl3 e de PCl5, podemos obter PCl2. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
18 
14.3 
Solução 
Em primeiro lugar, escrevemos KP em função das pressões 
parciais de espécies envolvidas na reação 
 
 
 
Conhecendo as pressões, escrevemos: 
 
 
 
3 2
5
PCl Cl
p
PCl
 = 
P P
K
P
2
2
Cl
Cl
(0.463)( )
1.05 = 
(0.875)
(1.05)(0.875)
 = = 
(0.463)
1.98 atm
P
P
ou 
Example 
19 
14.3 
 
 
Verificação 
 
Repare que PCl2 se encontra em atm. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
20 
14.4 
 
 
 
O metanol (CH3OH) é fabricado industrialmente pela reação: 
 
CO(g) + 2H2(g) CH3OH(g) 
 
A constante de equilíbrio (Kc) para a reação é 10,5 a 220 °C. 
Qual é o valor de KP a esta temperatura? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
21 
14.4 
 
Estratégia 
 
A relação entre Kc e KP é dada pela Equação (14.5). Qual é a 
variação no número de moles dos gases dos reagentes para o 
produto de reação? Lembre-se que 
 
Δn = moles dos produtos gasosos - moles dos reagentes gasosos 
 
Que unidade de temperatura se deve usar? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
22 
14.4 
 
Solução 
 
A relação entre Kc e KP é 
 
KP = Kc(0,0821T )
Δn 
 
Atendendo a que T = 273 + 220 = 493 K e Δn = 1 - 3 = -2, 
temos: 
KP = (10,5) (0,0821 x 493)
-2 
= 6,41 x 10-3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
23 
14.4 
 
 
Verificação 
 
Repare que tanto KP, como Kc, são tratados como quantidades 
adimensionais. Este exemplo mostra que podemos obter 
valores muito diferentes para a constante de equilíbrio da 
mesma reação, dependendo das unidades em que se 
expressam as concentrações em moles por litro, ou 
atmosferas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
24 
Equilíbrio heterogéneo aplica-se a reações nas quais os 
reagentes e produtos estão em fases diferentes. 
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) 
[CaCO3] = constante 
[CaO] = constante 
Kc = [CO2] = Kp = PCO 2 
A concentração de sólidos e líquidos puros não estão 
incluídos na expressão para a constante de equilíbrio. 
[CaO][CO2] 
[CaCO3] 
Kc = ′ 
[CaCO3] 
[CaO] 
Kc x ′ 
25 
PCO 2 = Kp 
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g) 
PCO 2 é independente da quantidade de CaCO3 ou CaO 
Example 
26 
14.5 
 
 
Escreva a expressão da constante de equilíbrio Kc, e KP se for 
possível, para cada um dos seguintes sistemas heterogéneos: 
 
(a) (NH4)2Se(s) 2NH3(g) + H2Se(g) 
 
(b) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq) 
 
(c) P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
27 
14.5 
Solução 
(a) Como (NH4)2Se é um sólido, a constante de quilibrio Kc é 
dada por: 
Kc = [NH3]
2[H2Se] 
 
 Como alternativa, podemos exprimir a constante de 
equilibrio KP em função das pressões parciais de NH3 e 
H2Se: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Estratégia Omitimos quaisquer sólidos ou líquidos purosna 
expressão da constante de equilíbrio, porque as suas 
atividades são a unitárias. 
K P P
3 2
2
p NH H Se = 
Example 
28 
14.5 
 
(b) Neste caso, o AgCl é um sólido e por isso a constante de 
equilíbrio é dada por: 
 
Kc = [Ag
+][Cl-] 
 
 Como não há gases presentes, não existe expressão KP. 
 
(c) Verificamos que P4 é um sólido e PCl3 é um líquido, por isso 
omitem-se da expressão da constante de equilíbrio. 
Portanto, Kc é dado por: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Kc 6
2
1
 = 
[Cl ]
Example 
29 
14.5 
 
 
 
Como alternativa, podemos exprimir a constante de equilíbrio 
em função da pressão de Cl2: 
 
 
 
 
 
 
 
 
K
P
p
Cl
1
 = 
2
6
Example 
30 
14.6 
 
 
Considere o seguinte equilíbrio heterogéneo: 
 
CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) 
 
A 800°C, a pressão do CO2 é 0,236 atm. Calcule (a) KP e (b) Kc 
para a reação a esta temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
31 
Estratégia 
 
Lembre-se que os sólidos puros não aparecem na expressão 
da constante de equilíbrio. A relação entre KP e Kc é dada pela 
Equação (14.5). 
 
Solução 
 
(a) Usando a Equação (14.8) escrevemos: 
 
KP = PCO2= 0,236 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.6 
Example 
32 
14.6 
 
 
(b) Da Equação (14.5), sabemos que: 
 
KP = Kc(0,0821T)
Δn 
 
Neste caso, T = 800 + 273 = 1073 K e Δn = 1, por isso 
substituimos estes valores na equação e obtemos: 
 
0,236 = Kc(0,0821 x 1073) 
 
Kc = 2,68 x 10
-3 
33 
A + B C + D 
C + D E + F 
A + B E + F 
Kc = ′ 
[C][D] 
[A][B] 
Kc = ′ ′ 
[E][F] 
[C][D] 
[E][F] 
[A][B] 
Kc = 
Kc ′ 
Kc ′′ 
Kc 
Kc = Kc ′′ Kc ′ x 
Se uma reação pode ser expressa como a soma de duas 
ou mais reações, a constante de equilíbrio da reação global 
é dada pelo produto das constantes de equilíbrio das 
reações individuais. 
34 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
= 4,63 x 10-3 K = 
[NO2]
2 
[N2O4] 
2NO2 (g) N2O4 (g) 
K = 
[N2O4] 
[NO2]
2 
′ = 
1 
K 
= 216 
Quando a equação da reação reversível é escrita no 
sentido oposto, a constante de equilíbrio é o inverso da 
constante de equilíbrio inicial. 
Example 
35 
A reação para a produção de amoníaco pode ser escrita numa 
de várias maneiras: 
 
(a) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
(b) N2(g) + H2(g) NH3(g) 
 
(c) N2(g) + H2(g) NH3(g) 
 
Escreva a expressão da constante de equilíbrio para cada uma 
das formulações. (Exprima as concentrações das espécies 
intervenientes em mol/L.) 
 
(d) Como se relacionam as constantes de equilíbrio umas com 
as outras? 
 
 
 
 
 
 
14.7 
1
2
3
2
1
3
2
3
Example 
36 
14.7 
 
Estratégia 
 
São dadas três equações diferentes para o mesmo sistema 
reaccional. Recordar que a expressão da constante de 
equilíbrio depende de como a equação é acertada, isto é, dos 
coeficientes estequiométricas utilizados na equação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
37 
Solução 
(a) 
 
 
 
(b) 
 
 
 
(c) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.7 
2
3
2 2
[NH ]
 = 
[N ][H ]3
aK
3
2 2
[NH ]
 = 
[N ] [H ]
1 3
2 2
bK
3
2 2
[NH ]
 = 
[N ] [H ]
2
3
1
3
cK
Example 
38 
14.7 
 =
 =
 or 
2
3
3
2 3 2
a b
a c
b c b c 
K K
K K
K K K K
(d) 
39 
Regras para Escrever as 
Expressões da Constante de Equilíbrio 
1. Na fase condensada, as concentrações das espécies 
reagentes são expressas em M. Na fase gasosa, as 
concentrações podem ser expressas em M ou em atm. 
2. As concentrações de sólidos puros, líquidos puros e 
solventes não aparecem nas expressões da constante de 
equilíbrio. 
3. A constante de equilíbrio (Kc ou KP) é uma quantidade 
adimensional. 
4. Ao atribuirmos um valor à constante de equilíbrio, devemos 
especificar a equação química acertada e a temperatura. 
5. Se uma reação pode ser expressa como a soma de duas ou 
mais reações, a constante de equilíbrio da reação global é 
dada pelo produto das constantes de equilíbrio das reações 
individuais. 
40 
Cinética Química e Equilíbrio Químico 
A + 2B AB2 
kf 
kr 
velocidadef = kf [A][B]
2 
velocidader = kr [AB2]
 
Equilíbrio 
velocidadef = velocidader 
kf [A][B]
2 = kr [AB2] 
kf 
kr 
[AB2] 
[A][B]2 
= Kc = 
41 
O quociente de reação (Qc) é calculado substituindo as 
concentrações iniciais dos reagentes e produtos na 
expressão da constante de equilíbrio (Kc). 
 SE 
• Qc < Kc O sistema evolui da esquerda para a direita até atingir o equilíbrio 
• Qc = Kc O sistema está em equilíbrio 
• Qc > Kc O sistema evolui da direita para a esquerda até atingir o equilíbrio 
Example 
42 
14.8 
 
 
No início de uma reação, há 0,249 moles de N2, 3,21 x 10
-2 
moles H2 e 6,42 x 10
-4 moles NH3 num vaso reaccional de 
3,50 L a 375°C. Se a constante de equilíbrio (Kc) da reação: 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
é 1,2 a esta temperatura, diga se o sistema está em equilíbrio. 
Caso não esteja, preveja em que sentido irá evoluir a reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
43 
14.8 
 
Estratégia 
 
São-nos dados os valores iniciais dos gases (em moles) num 
recipiente de capacidade conhecida (em litros), por isso 
podemos calcular as suas concentrações molares e, 
seguidamente, o quociente de reação (Qc). Como é que uma 
comparação de Qc com Kc nos permite determinar se o sistema 
está ou não em equilíbrio e em que sentido vai a reação 
prosseguir para atingir o equilíbrio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
44 
14.8 
Solução 
 
As concentrações iniciais das espécies presentes na reação são 
2 o
2 o
3 o
0.249 mol
[N ] = = 0.0711 
3.50 L
3.21 10 mol
[H ] = = 9.17 10 
3.50 L
6.42 10 mol
[NH ] = = 1.83 10 
3.50 L








M
M
M
2
3
4
4
Example 
45 
14.8 
Em seguida escrevemos 
 
Como Qc é menor do que Kc (1,2), o sistema não está em 
equilíbrio. O resultado será um aumento na concentração 
de NH3 e uma diminuição nas concentrações de N2 e H2. 
Isto é, a reação vai evoluir da esquerda para a direita, até 
se atingir o equilíbrio. 
-4 2
3
-3 3
2 2
[NH ] (1.83 × 10 )
 = = 0.611
[N ] [H ] (0.0711)(9.17 × 10 )
o
c
o o
Q
2
3
46 
Cálculo das Concentrações de Equilíbrio 
1. Exprimir as concentrações de todas as espécies no 
equilíbrio em função das concentrações iniciais e de uma 
única incógnita x, que representa a variação da 
concentração. 
2. Escrever a expressão da constante de equilíbrio em 
função das concentrações no equilíbrio. Conhecendo o 
valor da constante de equilíbrio, resolver em ordem a x. 
3. Depois de resolver em ordem a x, calcular as 
concentrações de todas as espécies no equilíbrio. 
Example 
47 
14.9 
 
 
 
Introduziu-se num recipiente de aço inox, com a capacidade de 
1,00 L, uma mistura de 0,500 mol H2 e 0,500 mol I2 a 430°C. A 
constante de equilíbrio Kc da reação H2(g) + I2(g) 2HI(g) é 
54,3 a esta temperatura. Calcule as concentrações de H2, I2, e 
HI no equilíbrio. 
 
Example 
48 
14.9 
 
 
Estratégia 
 
São-nos dados os valores iniciais dos gases (em moles) num 
recipiente de capacidade conhecida (em litros), por isso 
podemos calcular as suas concentrações molares. Inicialmente 
como não HI estava presente, o sistema não poderia estar em 
equilíbrio. Portanto, algum H2 reagiria com a mesma 
quantidade de I2 (porquê?) para formar HI até estabelecer o 
equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
49 
14.9 
 
 
 
Passo 1: A estequiometria da reação, 1 mol H2 reage com 1 
mol I2 para dar 2 mol HI. Seja x a quantidade de que 
de que diminui a concentração (mol/L) de H2 e de I2 no 
equilíbrio. Então a concentração de HI no equilíbrio 
deve ser 2x. Resumindo as variações nas 
concentrações:H2 + I2 2HI 
Initial (M): 0,500 0,500 0,000 
Change (M): - x - x + 2x 
Equilibrium (M): (0,500 - x) (0,500 - x) 2x 
Solução Seguimos o procedimento anterior para calcular a 
concentrações de equilíbrio. 
 
Example 
50 
14.9 
Passo 2: A constante de equilíbrio é dada por: 
 
 
 
 
Substituindo, obtemos: 
 
 
 
 
Determinando a raiz quadrada de ambos os membros da 
equação, obtemos: 
 
 
2
2 2
[HI]
 = 
[H ][I ]
cK
2(2 )
54.3 = 
(0.500 - )(0.500 - )
x
x x
2
7.37 = 
0.500 - 
 = 0.393 
x
x
x M
Example 
51 
14.9 
 
Passo 3: No equilíbrio, as concentrações são: 
 
 
[H2] = (0,500 – 0,393) M = 0,107 M 
[I2] = (0,500 – 0,393) M = 0,107 M 
[HI] = 2 x 0,393 M = 0,786 M 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Verificação Pode confirmar as suas respostas cálculando 
Kc utilizando as concentrações no equilíbrio. Lembre-se que 
Kc é uma constante para uma reação em particular a uma 
dada temperatura. 
Example 
52 
 
 
 
Para a mesma reação e à mesma temperatura, como no 
Exemplo 14.9, H2(g) + I2(g) 2HI(g), suponhamos que as 
concentrações iniciais de H2, I2 e HI são 0,00623 M, 0,00414 M 
e 0,0224 M, respectivamente. Calcule as concentrações 
dessas espécies em equilíbrio. 
 
14.10 
Example 
53 
14.10 
 
 
Estratégia 
 
A partir das concentrações iniciais, podemos calcular o 
quociente de reação (Qc) para ver se o sistema está ou não em 
equilíbrio, e em que sentido a reação irá avançar para alcançar 
o equilíbrio. Uma comparação da Qc com Kc permite-nos 
também determinar se haverá um decréscimo em H2 e I2 ou Hl 
à medida que o equilíbrio é estabelecido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
54 
Solução 
 
Primeiro, calcula-se Qc como se segue: 
 
 
 
 
 
Dado que Qc (19,5) é menor do que Kc (54,3), conclui-se que 
a reação prosseguirá da esquerda para a direita, até que o 
equilíbrio seja atingido (ver Figura 14.4), isto é, haverá uma 
diminuição de H2 e I2 e um acréscimo na de HI. 
 
 
 
 
14.10 
2
2 2
[HI] (0.0224)
 = = = 19.5
[H ] [I ] (0.00623)(0.00414)
cQ
2
0
0 0
Example 
55 
14.10 
Passo 1: Consideremos x e o decréscimo nas concentrações 
(mol/L) de H2 e I2 no equilíbrio. Com base na 
estequiometria da reação é fácil ver que o aumento da 
concentração de HI deve ser 2x. Em seguida 
escrevemos: 
H2 + I2 2HI 
Inicial (M): 0,00623 0,00414 0,0224 
Variação (M): - x - x + 2x 
Equilíbrio (M): (0,00623 - x) (0,00414 - x) (0,0224 + 2x) 
Example 
56 
14.10 
Passo 2: A constante de equilíbrio é: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Não é possível resolver esta equação pelo método expedito da 
raiz quadrada, pois as concentrações iniciais de [H2] e [I2] são 
diferentes. Em vez disso, aplicamos a propriedade distributiva: 
 
54,3(2,58 x 10-5 – 0,0104x + x2) = 5,02 x 10-4 + 0,0896x + 4x2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Substituindo, obtemos: 
 
2
2 2
[HI]
 = 
[H ][I ]
cK
2(0.0224 + 2 )
54.3 = 
(0.00623 - )(0.00414 - )
x
x x
Example 
57 
Agrupando os termos, obtém-se: 
 
50,3x2 – 0,654x + 8,98 x 10-4 = 0 
 
Esta é uma equação quadrática da forma ax2 + bx + c = 0. 
A solução para uma equação quadrática (ver Apêndice 4) é: 
 
 
 
Neste caso temos a = 50,3, b = -0,654 e c = 8,98 x 10-4, pelo 
que: 
 
14.10 
2- ± - 4
 = 
2
b b ac
x
a
2 -40.654 ± (-0.654) - 4(50.3)(8.98 × 10 )
 = 
2 × 50.3
 = 0.0114 or = 0.00156 
x
x M x M
Example 
58 
14.10 
 
A primeira solução é fisicamente impossível, porque as 
quantidades de H2 e I2 que teriam reagido seriam maiores do 
que as presentes inicialmente. A segunda solução dá a 
resposta correta. Repare que na resolução de equações 
quadráticas deste tipo, há uma resposta que é sempre 
fisicamente impossível, por isso a escolha do valor a usar 
para x é fácil. 
 
Passo 3: As concentrações no equilíbrio, são: 
 
[H2] = (0,00623 – 0,00156) M = 0,00467 M 
[I2] = (0,00414 – 0,00156) M = 0,00258 M 
[HI] = (0,0224 + 2 x 0,00156) M = 0,0255 M 
 
Example 
59 
 
 
Verificação 
 
Pode verificar as respostas por meio do cálculo de Kc utilizando 
as concentrações de equilíbrio. Lembre-se que Kc é uma 
constante para uma reação em particular a uma dada 
temperatura. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.10 
60 
Se uma perturbação externa é aplicada a um sistema em 
equilíbrio, o sistema ajusta-se, de tal forma que a ação dessa 
perturbação é parcialmente compensada para o sistema atingir 
uma nova posição de equilíbrio. 
O Princípio de Châtelier 
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) 
adição 
NH3 
O equilíbrio 
desloca-se para 
a esquerda para 
compensar a 
variação 
• Variações na Concentração 
61 
• Variação Contínua na Concentração 
Variação 
Deslocamento do 
Equilíbrio para 
Aumento da concentração de produto(s) esquerda 
Diminui a concentração de produto(s) direita 
Diminui a concentração de reagente(s) 
Aumento da concentração de reagente(s) direita 
esquerda 
aA + bB cC + dD 
Adição Adição Remoção Remoção 
O Princípio de Châtelier 
Example 
62 
14.11 
 
A 720°C, a constante de equilibrio Kc para a reação 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
é 2,37 x 10-3. Numa da experiência, as concentrações de 
equilibrio são [N2] = 0,683 M, [H2] = 8,80 M e [NH3] = 1,05 M. 
Suponha que se adiciona um pouco de NH3 à mistura de modo 
a aumentar a sua concentração para 3,65 M. (a) Use o 
princípio de Le Châtelier para prever em que sentido ocorre a 
reação até que se atinja um novo equilibrio. (b) Confirme a sua 
previsão calculando o quociente reacional Qc e comparando o 
seu valor com o de Kc. 
Example 
63 
 
Estratégia 
(a) Qual é a perturbação aplicada ao sistema? Como se ajusta 
o sistema para compensar a perturbação? 
 
(b) No instante em que se adiciona um pouco de NH3, o 
sistema deixa de estar no equilíbrio. Como se calcula Qc 
para a reação neste instante? Diga como a comparação de 
Qc com Kc, nos indica qual o sentido da reação até atingir o 
equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.11 
Example 
64 
14.11 
 
Solução 
 
(a) A perturbação aplicada ao sistema é a adição de NH3. 
Para compensar esta perturbação, algum do NH3 reage 
para produzir N2 e H2 até que um novo equilíbrio seja 
estabelecido. Por conseguinte, a reação desloca-se da 
direita para a esquerda, isto é, 
 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
 
Example 
65 
14.11 
(b) No instante em que se adiciona algum NH3, o sistema 
deixa de estar em condições de equilíbrio. O quociente de 
reaccional é determinado por: 
 
 Uma vez que este valor é maior do que 2,37 x 10-3, a 
reação ocorrerá no sentido da direita para a esquerda até 
Qc igualar Kc. 
2
3 0
3
2 0 2 0
2
3
[NH ]
 = 
[N ] [H ]
(3.65)
 
(0.683)(8.80)
 = 2.86 10
c



Q
2
Example 
66 
14.11 
A Figura 14.8 mostra, de uma forma qualitativa a variação nas 
concentrações das espécies reagentes. 
67 
• Variações no Volume e Pressão 
A (g) + B (g) C (g) 
Variação 
Aumento de pressão Lado com o menor número moles de gás 
Diminuição de pressão Lado com o maior número moles de gás 
Diminuição de volume 
Aumento de volume Lado com o maior número moles de gás 
 Lado com o menor número moles de gás 
O Princípio de Châtelier 
Deslocamento do Equilíbrio para 
Example 
68 
14.12 
 
Considere os seguintes sistemas em equilíbrio: 
 
(a) 2PbS(s) + 3O2(g) 2PbO(s) + 2SO2(g) 
 
(b) PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g) 
 
(c) H2(g) + CO2(g) H2O(g) + CO(g) 
 
Preveja o sentido da reação global, em cada um dos casos, 
como consequência de um aumento da pressão (diminuição do 
volume) no sistema, a temperatura constante. 
Example69 
 
Estratégia 
Uma variação na pressão pode afetar o volume de um gás, 
mas não o de um sólido porque os sólidos (e os líquidos) 
são muito menos compressíveis. A perturbação aplicada é o 
aumento da pressão. De acordo com o princípio de Le 
Châtelier, o sistema ajustar-se-á de modo a compensar essa 
perturbação. Ou seja, o sistema ajustar-se-á para diminuir a 
pressão. Isto pode conseguir-se por deslocamento do 
equilíbrio para o lado da equação onde existem poucas 
moles de gás. Recordar de que a pressão é diretamente 
proporcional às moles de gás: PV = nRT 
então P n. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.12 

Example 
70 
Solução 
(a) Considere apenas as moléculas no estado gasoso. Na 
equação acertada, existem 3 moles de reagentes gasosos e 
2 moles de produtos gasosos. Portanto, a reação global 
deslocar-se-á no sentido dos produtos (para a direita) 
quando a pressão for aumentada. 
 
(b) O número de moles de produtos é 2, e o de reagentes é 1, 
portanto a reação global irá se deslocar para a esquerda, 
no sentido da formação dos reagentes. 
 
(c) O número de moles de produtos é igual ao número de 
moles de reagentes, por isso uma variação de pressão não 
tem efeito sobre o equilíbrio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.12 
Example 
71 
14.12 
 
 
 
Verificação 
 
A previsão, em cada um dos casos, está de acordo com o 
princípio de Le Châtelier. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
72 
• Variações na Temperatura 
Variação Rx Exotérmica 
Aumenta a temperatura K decresce 
Diminui a temperatura K aumenta 
Rx Endotérmica 
K aumenta 
K decresce 
frio quente 
N2O4 (g) 2NO2 (g) 
O Princípio de Châtelier 
73 
O catalisador baixa Ea em ambos os sentidos das reações. 
O catalisador não altera a constante de equilíbrio, nem a 
posição de equilíbrio de um sistema em equilíbrio. 
• Adição de Catalisador 
• não altera K 
• não desvia a posição de equilíbrio do sistema 
• o sistema atinge o equilíbrio mais rapidamente 
O Princípio de Châtelier 
74 
Variação Desvio Equilíbrio 
Variação da 
Constante de Equilíbrio 
Concentração sim não 
Pressão sim* não 
Volume sim* não 
Temperatura sim sim 
Catalisador não não 
* Dependente do número de moles relativas de reagentes e 
produtos gasosos 
O Princípio de Châtelier - Resumo 
Example 
75 
Considere o seguinte processo de equilíbrio entre o 
tetrafluoreto dinitrogénio (N2F4) e o difluoreto de nitrogénio 
(NF2): 
N2F4(g) 2NF2(g) ΔH° = 38,5 kJ/mol 
 
Preveja as alterações no equilibrio 
(a) se mistura reaccional for aquecida a volume constante; 
(b) Se algum gás N2F4 for removido da mistura reaccional
 temperatura e volume constantes; 
(c) Se a pressão da mistura reaccional diminuir, temperatura
 constante; e 
(d) um catalisador for adicionado à mistura reaccional. 
 
14.13 
Example 
76 
14.13 
Estratégia 
 
(a) O que indica o sinal de ΔH° sobre a variação de entalpia 
(endotérmic ou exotérmica) para a reação direta? 
 
(b) A remoção de parte de N2F4 aumentaria ou diminuiria o 
valor de Qc da reação? 
 
(c) Como varia o volume do sistema ao diminuir a pressão? 
 
(d) Qual é a função de um catalisador? Como é que este afeta 
um sistema reaccional que não se encontre em equilíbrio? 
E em equilíbrio? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Example 
77 
14.13 
Solução 
 
(a) A perturbação aplicada ao sistema é a energia térmica 
adicionada. Repare que a reação N2F4 → 2NF2 é um 
processo endotérmico (ΔH° > 0), que absorve calor da 
vizinhança. Consequentemente, podemos pensar no calor 
como um reagente 
 
calor + N2F4(g) 2NF2(g) 
 
 O sistema irá ajustar-se para remover parte da energia 
térmica adicionada através da reação de decomposição 
(da esquerda para a direita). 
Example 
78 
14.13 
A constante de equilibrio 
 
 
irá, consequentemente, crescer com o aumento da 
temperatura porque a concentração de NF2 aumentou e a 
de N2F4 decresceu. Relembrar que a constante de 
equilíbrio é uma constante apenas para uma temperatura 
determinada. Se a temperatura for mudada, então a 
constante de equilíbrio mudará também. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2
2
2
[NF ]
 = 
[N F ]
cK
4
(b) Neste caso, a perturbação é a remoção do gás N2F4. O 
sistema ajustar-se-á de modo a repor parte do N2F4 
removido. Consequentemente, no sistema, a reação 
favorável será da direita para a esquerda até que o 
equilíbrio seja restabelecido. Como resultado, algum NF2 
por combinação formará N2F4. 
 
Example 
79 
14.13 
Comentário 
Neste caso a constante de equilíbrio permanece inalterada 
porque a temperatura é mantida constante. Pode parecer 
que Kc deveria mudar porque NF2 por combinação produz 
N2F4. Recorde-se, no entanto, de que parte de N2F4 foi 
inicialmente removida. O sistema ajusta-se apenas para 
repor algum do N2F4 que foi removido, pelo que, a 
quantidade global de N2F4 diminuiu. Na verdade, ao 
mesmo tempo que o equilíbrio é restabelecido, as 
quantidades de NF2 e N2F4 diminuem. Observando a 
expressão da constante de equilíbrio, vemos que dividindo 
um numerador menor por um denominador menor dá o 
mesmo valor de Kc. 
Example 
80 
 
(c) A perturbação aplicada é a diminuição da pressão 
(que é acompanhada pelo aumento do volume do 
gás). O sistema irá ajustar-se de modo a fazer 
desaparecer a perturbação, aumentando a pressão. 
Recorde-se que a pressão é diretamente proporcional 
ao número de moles do gás. Na equação acertada 
vemos que a formação de NF2 a partir de N2F4 irá 
aumentar o número total de moles de gases e, 
portanto, da pressão. Consequentemente, o sistema 
vai mudar a reação da esquerda para a direita, para 
restabelecer o equilíbrio. A constante de equilíbrio 
permanecerá inalterada porque a temperatura é 
mantida constante. 
14.13 
Example 
81 
14.13 
 
 
 
(d) A função de um catalisador é o de aumentar a 
velocidade da reação. Se um catalisador é adicionado a 
um sistema reaccional não no estado de equilíbrio, o 
sistema atingirá o equilíbrio mais rapidamente do que se 
não tiver sido sujeito a esta perturbação. Se um sistema 
já está em equilíbrio, tal como neste caso, a adição de 
um catalisador não afeta nem as concentrações de NF2 
e N2F4 ou a constante de equilíbrio. 
 
82 
Química em Ação 
A Vida a Altitudes Elevadas e a Produção de Hemoglobina 
Kc = 
[HbO2] 
[Hb][O2] 
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq) 
83 
Química em Ação: O Processo Haber 
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) DH
0 = -92,6 kJ/mol