Cinética Química e Equilíbrio Químico

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Universidade Federal de Campina Grande – UFCG 
 Centro de Tecnologia e Recursos Naturais – CTRN 
Unidade Acadêmica de Engenharia Civil – UAEC 
 Campus Bodocongó – CEP: 58109-970 
Disciplina: Química Geral 
 
 
 
 
 
 
Cinética Química e Equilíbrio Químico 
 
 
 
 
 
Trabalho apresentado à Disciplina de 
Química Geral da Unidade Acadêmica de 
Engenharia Civil do CTRN como 
requisito básico para aprovação na citada 
disciplina. 
 
 
 
 
 
 
Campina Grande, 23 de novembro de 2019 
Cinética Química e Equilíbrio Químico 
__________________________________________________________________________ 
Unidade Acadêmica de Engenharia Civil, Centro de Tecnologia e Recursos Naturais, 
Universidade Federal de Campina Grande, Bodocongó, 58109-970. Campina Grande-PB. 
________________________________________________________________________ 
 
 
Cinética Química 
1. Introdução 
No nosso dia-a-dia, observamos diversas reações químicas, que se desemvolvem, 
umas de forma lenta, e outras de forma rápida. Por exemplo: 
• A queima de uma vela (combustão) é uma reação lenta; 
• Na dinamite, a decomposição da nitroglicerina é uma reação rápida; 
• A queima do álcool é uma reação relativamente lenta; 
• A formação de ferugem é uma reação lenta. 
Conhecer os mecanismos que controlam a velocidade das reações e saber determiná-
la é muito importante. O ramo da Química que estuda a velocidade das reações e os 
fatores que a influenciam é a Cinética Química. 
Cinética Química é a ciência que estuda a velocidade das reações químicas, 
envolvendo as diferentes variáveis que a infuenciam: temperatura, pressão, 
concentração, propriedades do catalisador, se este estiver presente, grau de mistura, 
etc. 
Em geral, o estudo cinético de uma reação química é realizado com dois objeticos 
principais. No primeiro, visa-se ao desenvolvimento de um mecanismo plausível para 
a reação e, no segundo, à obtenção de uma equação ou sistema de equações 
diferenciais e algébricas associadas entre si para definir as leis de velocidade de todas 
as etapas da reação. 
O admirável sucesso da teoria mecânica de Newton nos domínios da Mecânica e da 
Astronomia, levou os cientistas do século XIX a tentar introduzir uma interpretação 
mecânica em todos os domínios dos fenômenos naturais. Estas conclusões foram 
também aplicadas na interpretação da “afinidade química”, vindo a constituir a 
denominada “mecânica química”. É neste contexto que se veio a desenvolver a 
Cinética Química. 
Os primeiros estudos da Cinética Química parecem remontar a 1850 com Ludwig 
Wilhelm que investigou pela primeira vez a velocidade da inversão do açúcar da cana 
na presença de ácidos, e formulou a lei matemática (de 1ª ordem) do progresso de 
reações. A verdade, porém, é que este trabalho passou despercebido durante 34 anos, 
até ter chamado a atenção de Ostwald. Poderá parecer estranho que um fator tão óbvio 
como é o estudo da variável tempo na “afinidade química” não tenha surgido mais 
cedo. Farber coloca esta questãoe mostra que houve, de fato, algumas tentativas 
anteriores de estudo de evolução temporal de reações químicas (mesmo anteriores a 
Wilhelm), mas que tais tentativas foram observadas isoladas. 
É que a importância prática de tais estudos estava ainda longe de existir nos finais do 
século XVIII. Esta necessidade só veio a ser sentida com o desenvolvimento da 
indústria química, que se situa nos inícios do século XIX e a que os químicos terão 
respondido um pouco tardiamente, só vindo a permitir o surgimento da investigação 
industrial nos finais deste mesmo século. 
Os estudos de História de Cinética Química de Christine King explicam bem esta 
problemática, através de inúmeras dificuldades teóricas, experimentais e conceituais 
presentes nos trabalhos iniciais de Berthelot e Péan de St. Gilles, Guldberg e Waage e 
Harcourt e Esson que verdadeiramente estabeleceram as bases de um novo domínio 
da química – a Cinética Química. 
 
2. Fundamentação Teórica 
 
Dificuldades iniciais no desenvolvimento da Cinética Química no séc. XX 
Uma das dificuldades mais importantes no desenvolvimento da Cinética Química, 
encontrou-se na ausência de preparação matemática dos químicos da época. Por 
exemplo, Morris Travers na biografia de Wiliam Ramsey refere a sua falta de 
preparação matemática foi a razão determinante para este cientista não se ter voltado 
para a Física. 
Berthelot e St Gilles, no estudo cinético de reações de esterificação, mostraram que a 
quantidade de éster formado em cada instante era proporcional ao produto das 
“massas ativas” das substâncias reagentes e inversamente proporcional ao volume, 
mas um pouco enexplicavelmente estes autores não deram conta do seu papel na lei 
de velocidade de reação. 
Guldberg e Waage tambén sentiram inicialmente dificuldades em encontrar os 
expoentes adequados que deviam afetar as concentrações das diferentes substâncias; 
este problema foi resolvido em 1887, em termos da teoria cinético-molecular. Mas, o 
mais importante que todo o resto, estes autores não conseguiram distinguir as leis de 
velocidade das derivadas das condições de equilíbrio. Este fato complicou em muito o 
desenvolvimento futuro da Cinética Química. O estudo cinético requeria reações 
relativamente lentas que pudessem ser iniciadas e paradas rápidas e facilmente. 
As reações que melhor satisfazem tais condições experimentais eram 
mecanisticamente bastante complicadas. Foi a dificuldade em encontrar a 
simplicidade na observação macroscópica e na correspondente interpretação 
microscópica que atrasou o desenvolvimento da Cinética Quimíca. 
Um outro conjunto de dificuldades, tema de vários estudos históricos, foi ainda o 
efeito da temperatura na velocidade das reações químicas. Arrhenius exprimiu este 
efeito, para velocidades medidas em condições padrão de concentração, pela equação: 
 
𝐾 = 𝐴 𝑒 
𝐸𝑎
𝑅𝑇 
 
Sendo K a velocidade em condições padrão e A e Ea constantes praticamente 
independentes da temperatura. A é designada por constante de frequência ou fator 
pré-exponencial, e Ea por energia de ativação. 
A lei de Arrhenius demorou muito a ser considerada válida; muitas outras expressões 
foram propostas para interpretar tais efeitos. Muitas das dificuldades conceituais e 
experimentais vieram a morrer com o trabalho de Van’t Hoff, onde surge o conceito 
de ordem de reação e a possibilidade de, através da cinética química, se conhecer o 
mecanismo de uma reação química. Van’t Hoff recebeu o primeiro prêmio Nobel, em 
1901, como reconhecumento pela descoberta das leis da dinâmica química. 
O interesse pelos estudos da Cinética Química manteve-se bastante alto até 1980, mas 
depois declinou, devido à falta de estímulo de teorias cinéticas que sugerissem 
experiênciass, criassem debates, e no fundo, permitisse interligar estrutura molecular 
e reatividade química. Esse interesse veio renascer, após 1913, com a “hipótese da 
radiação” devido a M. Trauz, Jean Perrin e Willian Lewis. O fato de Perrin e Lewis 
serem dois cientistas de grande prestígio veio alertar a comunidade científica para esta 
importante problemática, que teria provavelmente passado mais uma vez 
despercebida, dada a preparação matemática que requeria. Lewis, por exemplo, foi o 
primeiro químico a desenvolver uma teoria de Cinética Química com base na meânica 
estatística e na teoria quântica. 
 
 
2.1 Velocidades de reações químicas 
As velocidades das reações químicas dependem de um grande número de fatores, 
nomeadamtente da natureza dos reagentes, concentrações ou pressões, temperatura, 
luz, catalisadores, e natureza dos solventes. A grande diversidade observada nas 
velocidades das reações prende-se, em primeiro lugar, com a natureza dos reagentes. 
Com a finalidade de caracterizar a lentidão ou a rapidez com que as reações ocorrem, 
foi introduzida a grandeza velocidade de reação. Para medí-la determina-se a 
quantidadede reagentes que é consumida ou a quantidade de produto formada, em 
certo intervalo de tempo. 
 
𝑉 =
variação da quantidade de uma susbstância
intervalo de tempo
 
 
Muitas reações que não envolvem quebra de ligações químicas, como as reações entre 
íons de carga contrária em solução aquosa são muito rápidas à temperatura ambiente. 
Contudo, reações envolvendo reagentes estruturalmente muito semelhantes, como as 
reações de troca de elétrons entre dois complexos de metais de transição marcados 
isotopicamente, que também não envolvem a quebra de ligações químicas, podem 
apresentar grandes diferenças de velocidade nas mesmas condições. 
 
Ru2+(aq) + Ru
3+
(aq) Ru
3+
(aq) + Ru
2+
(aq) 2. IV 
Co2+(aq) + Co
3+
(aq) Co
3+
(aq) + Co
2+
(aq) 2.V 
A reação 2.IV é cem mil vezes mais rápida do que a reação 2.V. Por outro lado, 
embora as reações envolvendo a quebra e formação de várias ligações sejam 
geralmente lentas, também se pode encontrar reações deste tipo com uma velocidade 
de reação muito elevada, como é o caso da oxidação do ferro II pelo íon 
permanganato. 
 
5Fe2+(aq) + MnO
-4
(aq) + 8H
+
(aq) 5Fe
3+
(aq) + Mn
2+
(aq) + 4H20(l) 2.VI 
 
Não existem pois regras gerais, mesmo qualitativas, para avaliar o efeito da natureza 
dos reagentes na velocidade de reação. Em cinética química o sucesso de cálculos de 
velocidades de reação sem parâmetros ajustáveis tem sido limitado. Mesmo para as 
reações mais simples e em fase gasosa, os cálculos ab initio mecânico-quânticos 
consomem muito tempo computacional por exigirem um grande detalhe e uma grande 
precisão no conhecimento da superfície de energia potencial do sistema reativo, para 
além de exigirem o cálculo de um grande número de trajetórias das partículas antes de 
se poder obter a velocidade macroscópica de uma reação. 
Atualmente a interpretação e previsão das velocidades de reação em função da 
natureza dos reagentes baseia-se principalmente no desenvolvimento de modelos 
teóricos simplificados, que relacionam algumas propriedades dos reagentes com a 
facilidade com que as ligações existentes nesses mesmos reagentes podem ser 
quebradas e novas ligações podem ser formadas para os produtos. 
A taxa de conversão de uma reação química genérica: 
 
VA A + VB B + … VX X + VY Y + … 
 
Onde VA,VB, VX E VY são coeficientes estequimétricos (positivos), pode ser expressa 
em função de um parâmetro ξ, que se designa por extensão de uma reação e se define 
por: 
ξ =
𝑛𝑖 (ξ) − 𝑛𝑖 (0)
𝑉𝑖
 
2.1 
Onde i representa qualquer um dos reagentes ou produtos, ni o número de moles de i 
na reação química (positivo para os produtos e negativo para os reagentes), ni (0) a 
quantidade de i presente quando ξ=0 (ou seja, antes do início da reação), e ni (ξ) a 
quantidade de i existente para a extensão de reação ξ. 
A taxa de conversão de uma reação é definida como a variação de ξ com o tempo, t. 
 
r =
d ξ
d 𝑡
 
2.2 
Usando a equação 2.1, obtem-se 
d ξ
d 𝑡
=
1
𝑣𝑖
 
d 𝑛𝑖
d 𝑡
 
2.3 
A velocidade de uma reação é definida por, 
 
v =
𝑟
𝑉
 =
1
𝑣𝑖 𝑉
 
d 𝑛𝑖
d 𝑡
 
2.4 
A distinção entre taxa de conversão r e a velocidade de reação v pode ser feita 
notando as unidades as unidades em que são expressas. Normalmente a quantidade de 
substância i é expressa em moles e taxa de conversão é expressa em mol s-1, enquanto 
que a velocidade de reação virá em mol dm-3 s-1, quando o volume se exprimir em 
dm3 . Se o volume permanecer constante durante a reação, é mais correne usar a 
concentração de i expressa em moles por litro, na determinação de taxas e conversão 
de reação. Assim, para um volume total V constante, 
 
(
dξ
𝑑𝑡
) 𝑉 =
𝑉
𝑉𝑖
(
d [i]
𝑑𝑡
) 𝑉 
2.5 
A determinação experimental da velocidade de uma reação em solução é feita 
medindo a variação da concentração de reagentes ou produtos com o tempo, pois o 
volume do meio em que se dá a reação não varia apreciavelmente no decurso da 
reação. Em fase gasosa pode-se usar o mesmo procedimento quando o reator é 
mantido a volume constante. 
Ocasionalmente é mais conveniente medir a pressão parcial de um componente i, Pi, 
numa reação em fase gasosa a temperatura e volume constantes, do que sua 
concentração. Assumindo um comportamento ideal da mistura dos gases, pode-se 
exprimir a taxa de conversão em função de pressão parcial de qualquer dos 
componentes 
(
dξ
𝑑𝑡
) 𝑡, 𝑣 =
𝑉
𝑉𝑖 𝑅𝑇
(
d 𝑃𝑖
𝑑𝑡
) 𝑡, 𝑣 
2.6 
2.2 Leis de Velocidade e a Dependência da concentração em relação às 
velocidades 
As leis de velocidade são necessárias para descrever a variação da velocidade de 
consumo ou a formação de um dado componente e a composição de mistura reacional 
ou o avanço da reação ao longo do tempo em função das variáveis referidas na 
introdução. 
Quase todas as velocidades de reação dependem da concentração dos reagentes e (no 
caso de reações reversíveis) também da concentração dos produtos. A expressão 
funcional entre a velocidade de uma reação e as concentrações das espécies presentes 
é designada Lei da Velocidade de Reação, ou Lei Cinética. Assumindo que a equação 
seguinte se refere a um processo elementar: 
 
 a A + b B x X + y Y 2.VII 
 
a lei cinética correspondente pode-se escrever; 
 
v = k [A]a [B]b 
 
onde os expoentes a e b se designam por ordem parcial da reação em relação ao 
componente A e ao componente B, e a constante de proporcionalidade k se designa 
por constante específica de velocidade de reação, ou simplesmente por constante de 
velocidade. 
Esta constante é independente das concentrações dos reagentes mas depende da 
temperatura, pressão e meio onde decorre a reação. As ordens parciais só se 
identificam com os coeficientes estequiométricos quando as reações são elementares. 
Daí que a lei cinética de qualquer reação tenha de ser sempre obtida por via 
experimental. A formulação desse princípio designa-se por Lei da Ação da Massa, em 
sistemas diluídos a velocidade de cada reação química é proporcional ao produto das 
concentrações dos reagentes e, independente da concentração de outras espécies e da 
presença ou ausência de outras reações. 
 
2.3 Leis de Velocidade Integrada 
Experimentalmente, verificamos que a velocidade inicial que podemos mensurar é 
proporcional à concentração de algum ou de todos os reagentes elevados a algum 
expoente. Esta relação de proporcionalidade é convertida numa igualdade se 
adicionamos uma constante k, que para uma reação como a do item anterior implica 
em: 
V = K [A]m [B]n 
 
Em que m e n são números reais chamados de ordem com respeito a A e a B, 
respectivamente, podendo coincidir ou não com os coeficientes estequiométricos. A 
soma m + n é chamada de ordem global da reação. Igualdades como a descrita acima 
são convencionalmente chamadas de leis de velocidade. Tomemos como exemplo o 
caso particular de ordem zero, ou seja, tanto m = 0 como n = 0. Neste caso, se nos 
focarmos na espécie A podemos combinar as duas últimas equações para encontrar 
que: 
 
V = −
𝑑[𝐴]
𝑑𝑇
 = 𝐾[𝐴]° = 𝐾 
 
Integrando com respeito a [A] e t: 
 
[A]t = [𝐴]° − 𝐾𝑡 
 
 
2.4 Temperatura e Cinética 
O efeito da temperatura sobre a constante de equilíbrio de uma reação. Keq, foi pela 
primeira vez descrito por Van’t Hoff. 
 
𝑑 𝑙𝑛 K
𝑑𝑇
= 
Δ𝐻 °
𝑅𝑇²
 
 
Onde ΔH° é a variação de entalpia padrão da reação. Contrariamente ao espírito da 
época, que procurava relacionar o equilíbro e as velocidades em termos de 
movimentos moleculares e da lei de distribuição de velocidades moleculares de 
Maxwell, Arrhenius considerou que o efeito da temperatura nas velocidades é 
normalmente demasiado elevado para poder ser explicado com base no efeito da 
temperatura na energia translacional das moléculas. Alternativamente, esse autorpropôs que haveria um equilíbrio entre as moléculas “normais” e “reativas”, que tinha 
uma dependência da temperatura segundo a equação abaixo; 
 
K = A exp (−
E𝑎
𝑅𝑇
) 
 
Onde A é o fator pré-exponencial ou de frequência, Ea a energia de ativação e T a 
temperatura absoluta. Arrhenius recebeu prêmio Nobel da Química em 1903, mas não 
devido ao seu trabalho em Cinética Química. 
Muito progresso foi alcançado em meados do século XIX por Svante Arrhenius e sua 
equação, que foi baseada numa simples analogia com a termodinâmica e fornece uma 
forma explícita de relação entre a constante k e a temperatura T: 
Na equação de Arrhenius, a dependência da temperatura deriva fundamentalmente do 
termo exponencial, mas deve-se também admitir que o fator pré-exponencial pode ter 
uma fraca dependência da temperatura. Assim, é mais exato supor que A é 
proporcional a T elevado a um expoente m; 
 
K = A’ Tm exp(-Ea/RT) 
 
Onde A’ é independente da temperatura. Esta formulação é mais apropriada para 
descrever dados cinéticos referentes a uma maior gama de temperaturas. As unidades 
em que se exprime A são as mesmas da constante de velocidade. A energia de 
ativação deve ser expressa nas mesmas unidades de energia que R, ou seja, em KJ 
mol-1. Consequentemente, pode-se escrever a equação de Arrhenius: 
 
ln K = 𝑙𝑛 A −
E𝑎
𝑅𝑇
 
 
Onde se supõe que K e A agora se referem simplesmente aos seus valores numéricos. 
A temperatura deve ser sempre expressa em Kelvin. 
 
 
2.5 Mecanismos de Reação 
O mecanismo de reação é o conjunto das fases ou estados que constituem uma reação 
química, em outros termos é a sequência, etapa por etapa de reações elementares pela 
qual toda a reação química ocorre. 
Desde um ponto de vista termodinâmico, uma equação química, os reagentes são o 
estado inicial e os produtos o estado final, há uma variação de energia livre. A energia 
livre deve ser negativa já que será uma reação espontânea, ou seja, que a reação 
poderá levar-se a cabo sem nenhum impedimento termodinâmico. 
Para tornar mais fácil a explicação será melhor fazê-lo com um exemplo: 
 
A(g)+BC(g) AB(g)+C(g) 
 
Para fazer a ligação A-B, os reativos têm de encurtar as distâncias, mas isto aumenta a 
força de repulsão dos elétrons. Para evitar esta repulsão, os reativos terão que 
aproximar-se com suficiente energia cinética. Acima desta energia, as moléculas A e 
B formam ligações e em correspondência, as moléculas B e C estão rompendo as 
suas. Neste momento há um complexo formado por A, B e C, chamado complexo 
ativado. Ao final todas as ligações de B e C serão rompidos e as ligações A e B serão 
formadas, ou seja, os produtos. 
Também há de se fazer menção à energia de ativação, que é a diferença entre a 
energia dos reativos e a do complexo ativado. Se pode considerar como uma barreira 
energética que deve passar os reativos para passar a ser produtos. 
Há dois tipos de mecanismo, dependendo do número de etapas que contém: 
Reações elementares 
Transcorre em somente uma etapa. Esta reação se produz com a formação de um só 
complexo ativado e só tem que superar uma barreira energética. Se representa em uma 
só equação química. 
Reações complexas 
Transcorre em duas ou mais etapas, com formação de intermediários. Também 
podemos dizer que é um conjunto de reações elementares, onde há mais de uma 
formação de complexos ativados diferentes e supera diferentes barreiras energéticas. 
Se expressa em várias equações químicas ou uma global. Na equação química global, 
representa o estado inicial e o estado final do global das reações, mas não apresenta 
como tenha-se transcorrido a reação. 
Os intermediários são moléculas que aparecem no mecanismo da reação, mas não na 
equação inicial. 
 
 
2.6 Catálise 
Catalisadores são substâncias que, embora não sendo reagentes, aparecem na lei de 
velocidade de uma reação com uma ordem parcial superior a zero. Ocasionalmente 
uma reação pode ser autocatalisada quando um produto da reação participa, nas 
condições descritas, na lei de velocidade dessa reação. Por força desta definição, um 
catalisador pode aumentar a velocidade de uma reação sem nela consumir. Um bom 
catalisador pode aumentar a velocidade de uma reação embora existindo em pequenas 
quantidades. 
É útil distinguir a catálise homogênea, em que os reagentes, produtos e catalisadores 
se encontram todos na mesma fase, da catálise heterogênea, em que o catalisador está 
numa fase diferente dos reagentes e dos produtos. O catalisador não altera a posição 
de equilíbrio da reação. O efeito do catalisador deve-se ao fato de que, na sua 
presença, os reagentes encontram um mecanismo re reação de menor energia de 
ativação. Assim, a formulação da lei cinética de uma reação é alterada pela presença 
de um catalisador devido à adição de um novo termo, que é dominante relativamente 
ao da reação não catalisada. 
Quando o catalisador é um sólido, como na catálise heterogênia, a sua concentração é 
constante e não aparece como um fator independente nesta equação. 
 
 
3. Conclusão 
O conhecimento do tema cinética química é importante, pois possibilita o 
entendimento de diversos processos que estão presentes em seu cotidiano como, por 
exemplo, a conservação de alimentos, o uso de catalisadores nos veículos em nossas 
indústrias, entre outros. 
 
 
4. Bibliografia 
 
FORMOSINHO, Sebastião J., ARNAUT Luis G. CINÉTICA QUÍMICA, estrutura 
molecular e reactividade química. Imprensa da Universidade Coimbra, 2003 
 
PILLING, Sérgio. MODELAGEM CINÉTICO-QUÍMICA: FUNDAMENTOS E 
APLICAÇÃO A AMBIENTES ASTROFÍSICOS.Univap 
https://www1.univap.br/spilling/AQ/Aula%2006%20-
%20Cinetica%20quimica%20em%20astroquimica.pdf Acesso em 24 de Novembro 
de 2019 
 
MARCH, Jerry. ADVANCED ORGANIC CHEMISTRY: Reactions, Mechanisms, 
and Structure (3rd ed.), New York: Wiley, ISBN 0-471-85472-7, (1985). 
 
 
 
 
 
 
https://www1.univap.br/spilling/AQ/Aula%2006%20-%20Cinetica%20quimica%20em%20astroquimica.pdf
https://www1.univap.br/spilling/AQ/Aula%2006%20-%20Cinetica%20quimica%20em%20astroquimica.pdf
Equilíbrio Químico 
1. Introdução 
O equilíbrio químico consiste num processo dinâmico onde as quantidades de 
reagentes e produtos se mantêm constantes. Isto só ocorre quando o sistema se 
encontra fechado e neste caso dizemos que a velocidade da reação direta é igual à 
velocidade da reação inversa, mas a reação não para de acontecer. O Equilíbrio 
Químico é atingido quando uma reação reversível ocorre no sentido direto e no 
inverso, com a mesma velocidade, e as propriedades do sistema se estabilizam. 
 
 
 V direita 
a A b B 
 V inversa 
 
 
É interessante notar que a constante de equilíbrio (K) indica as quantidades de 
reagentes e produtos que coexistem quando o sistema atinge o equilíbrio numa 
condição de temperatura constante ou mais especificamente, numa dada temperatura. 
O equilíbrio químico pode ser expresso através de uma equação chamada de 
expressão da constante de equilíbrio (K): 
 
𝐾 =
[Produtos] coeficiente
[Reagentes] coeficiente
 
 
Nas reações químicas diretas os reagentes formam os produtos, enquanto nas reações 
inversas os produtos formam os reagentes. Em uma equação química esses elementos 
organizam-se de modo que no primeiro membro estejam os reagentes e no segundo os 
produtos. 
Como dito, para alcançar o equilíbrio químico a velocidade da reação direta (v1) 
precisar se igual à velocidade da reação inversa (v2), ou seja, v1 = v2. Isso pode ser 
exemplificado na imagem abaixo: 
 
 
https://www.educamaisbrasil.com.br/enem/quimica/reacoes-quimicas
 O gráfico de equilíbrio químico possui a variável tempo (eixo x) e 
concentração em mol/L (eixo y). Qualquer curvatura descendente refere-se ao 
reagente, enquanto a curva ascendente refere-se ao produto. 
Considere a equação genérica de equilíbrio químico abaixo: 
v1 
aA + bBcC + dD 
v2 
Inicialmente, v1 possui um valor máximo pois os reagentes A e B também apresentam 
grandes concentrações. Porém, v2 é igual a zero, já que os produtos C e D ainda não 
foram formados. 
Na medida que a reação evolui, A e B reduzem, ao mesmo tempo que C e D 
aumentam, consequentemente, v1 reduz e v2 aumenta. Em função dessa relação 
inversamente proporcional, em um determinado momento as duas velocidades se 
igualam (v1 = v2). 
Ao alcançar o estado de equilíbrio, a reação parece ter cessado. Contudo, ela ainda 
ocorre com velocidades iguais e as concentrações de reagentes e produtos 
permanecem constantes. 
Várias reações químicas são consideradas reversíveis, ou seja, à medida que os 
produtos vão sendo formados a partir da reação entre os reagentes, os produtos 
reagem entre si e regeneram novamente os reagentes. Esse processo continua nos dois 
sentidos até que se atinja o equilíbrio químico, que é quando a taxa de 
desenvolvimento ou velocidade dos dois sentidos da reação (direto e inverso) torna-se 
igual. 
Por exemplo, o sulfato de cobre penta-hidratado apresenta cor azul e podemos causar 
uma transformação química por aquecê-lo. Assim, ele perde sua água de hidratação e 
fica da cor branca. Mas essa reação é reversível, pois basta adicionar água ao sal 
desidratado que ele volta a ficar azul. 
Existem muitas outras reações na natureza que são reversíveis e podem atingir o 
equilíbrio químico. Macroscopicamente nós achamos que o sistema está parado, como 
se não houvesse mais reação. Porém, microscopicamente o equilíbrio é dinâmico, os 
reagentes estão constantemente se transformando nos produtos e os produtos, nos 
reagentes, com a mesma velocidade. Isso é simbolizado na equação química pela 
dupla seta (↔). 
 
2. Fundamentação Teórica 
O tema Equilíbrio Químico é dos assuntos mais importantes e difíceis (de natureza 
abstrata). Quílez et al. (1993) destacam a relevância que os equilíbrios químicos têm 
no estudo de aspectos importantes da Química como o comportamento ácido-base ou 
as reações de precipitação, e que se faz necessário conhecer as dificuldades de 
aprendizagem e os erros conceituais relacionados assim como suas possíveis origens. 
Vários trabalhados e revisões têm apontado dificuldades e erros conceituais 
relacionados com os Equilíbrios Químicos como: a grande quantidade de conceitos 
relacionados, problemas estequiométricos e de linguagem, a incapacidade de 
resolução de problemas, a adoção de estratégias didáticas incorretas, as analogias 
utilizadas em sua didática, o emprego de um raciocínio linear e seqüencial, a 
utilização de regras memorísticas, a incorreta aplicação do Princípio de Le Chatelier 
entre muitos outros (Driscoll, 1960; Raviolo e Aznar, 2003). Um dos aspectos mais 
relevantes do estudo de equilíbrio químico é a consideração dos fatores relacionados 
com os deslocamentos que podem sofrer um sistema em equilíbrio químico. Os PCN+ 
(Brasil, 1999) sugerem que os alunos identifiquem as variáveis que perturbam o 
estado de equilíbrio químico e avaliem as conseqüências de se modificar a dinâmica 
do sistema em equilíbrio. Para desenvolver estes objetivos, o Princípio de Le 
Chatelier continua sendo uma ferramenta quase que exclusiva, apresentando papel 
fundamental na predição qualitativa da evolução do sistema modificado. O Princípio 
de Le Chatelier, também conhecido como Princípio de Le Chatelier-Braun, foi 
formulado pelo químico francês Henri L. Le Chatelier em 1884, e seu enunciado está 
transcrito e traduzido a seguir, baseado no estudo de Quílez e Solaz, 1996b: 
 
“Todo sistema em equilíbrio químico estável submetido à influência de 
uma causa exterior que tenda a variar a sua temperatura ou condensação 
(pressão, concentração, número de moléculas por unidade de volume) em 
sua totalidade ou em alguma de suas partes poderá experimentar 
modificações interiores que levariam a uma mudança de temperatura ou de 
condensação no sentido contrário ao provocado pela causa exterior.” 
 
Quatro anos mais tarde, em trabalhos posteriores, Le Chatelier formulou seu princípio 
de uma forma mais breve e generalizada. Assim, em 1888, no seu livro Leçons sur le 
carbone, la combustion et les lois chimiques, Le Chatelier estabeleceu o seguinte 
texto, traduzido do mesmo trabalho de Quílez e Solaz, 1996b: 
 
“Todo sistema em equilíbrio experimenta, devido à variação de apenas um 
dos fatores do equilíbrio, uma variação em um sentido tal que, se somente 
ele produzisse, conduziria a uma variação de sentido contrário ao fator 
considerado.” 
 
Esta formulação, caracterizada por uma aparente simplicidade provocou um grande 
impacto na Química do final do século XIX devido à possibilidade de ser aplicada em 
numerosas situações, além de não possuir qualquer tratamento matemático baseado 
nos princípios da termodinâmica. Estas características tornaram este princípio 
extremamente popular no ensino até os dias atuais. (Quílez et al.,1993). Em 1933, o 
próprio Le Chatelier reconheceu algumas deficiências dos enunciados anteriores e 
propôs a sua quarta e definitiva formulação. Estudos posteriores (De Heer, 1957, 
Quílez e SanJosé, 1995) começaram a discutir os erros conceituais associados às 
várias limitações do emprego do Princípio de Le Chatelier enfatizando a idéia de que 
muitos cientistas possuem a idéia errônea de que o princípio de Le Chatelier é 
“verdadeiro” no sentido de expressar uma “lei fundamental da natureza", cuja validez 
não poderia ser questionada. 
 
2.1 Constantes de Equilíbrio 
A constante de equilíbrio (Ke) refere-se às quantidades de reagentes e produtos 
presentes em uma reação. Os numeradores C e D são os produtos, enquanto os 
denominadores A e B correspondem aos reagentes. Essa relação é dada pela fórmula 
abaixo: 
Ke =
[𝐶]𝑐
[𝐴]𝑎
 =
[D]d
[𝐵]𝑏
 
 
A constante de equilíbrio foi uma desenvolvida pelos cientistas Cato Maximilian 
Guldberg e Peter Waage, em 1864, a qual foi chamada de “Lei de Ação das Massas” 
ou “Lei de Guldberg-Waage”. 
De acordo com os autores, as taxas de reação direta e inversa devem ser iguais para 
alcançar o equilíbrio químico. Este, por sua vez, pode acontecer em dois tipos de 
sistemas: 
Homogêneos: os reagentes e os produtos estão na mesma fase, gerando um sistema 
homogêneo. Exemplo: H(g) + Cl2(g) <--> HCl (g) 
Heterogêneos: os reagentes e os produtos estão em fases diferentes, gerando um 
sistema heterogêneo. Exemplo: Na2 CO3(s) <--> Na2 O(s) + CO2(g) 
 
2.3 Princípio de LeChatelier 
O Princípio de Le Chatelier diz o seguinte: 
“Quando um equilíbrio é alterado por um fator externo, ocorre um deslocamento no 
sentido que anula a alteração”. 
 
A ação de catalisadores não provoca o deslocamento desse equilíbrio. Os fatores que 
fazem isto são: a variação da concentração, da pressão e da temperatura. Aqui 
analisaremos apenas um deles: a concentração. 
Após ter atingido o equilíbrio no sistema é possível alterar a razão dos produtos e 
reagentes mudando-se as condições externas por variação do volume, por adição ou 
subtração de produtos e reagentes ou mesmo variando a temperatura. 
Pode-se deduzir o sentido de deslocamento do equilíbrio quando uma das três 
mudanças é efetivada, aplicando-se o princípio de Le Chatelier, como se segue; 
 
Se um sistema em equilíbrio for perturbado 
por alguma variação externa o sistema reagirá 
de modo a contrabalançar parcialmente o 
efeito da variação. 
 Analisando este princípio no caso reação , como se segue. 
Para isto vamos supõ-se que o sistema, esteja inicialmente, em equilíbrio químico a 
uma certa temperatura e em seguida vamos perturba-lo, das seguintes formas; 
 
a)- adicionando N2O4:A reação será deslocada no sentido direto (da esquerda para a 
direita). Deste modo parte de N2O4 será consumida. 
b)- adicionando NO2 :A reação será deslocada no sentido inverso (da direita para 
esquerda), consumindo parte de NO2 que foiadicionado. 
c)- removendo N2O4:A reação será deslocada no sentido inverso (da direita para 
esquerda) para repor parte de N2O4. 
d)- removendo NO2 :A reação será deslocada no sentido direto (da esquerda para a 
direita), repondo parte de NO2 removido. 
 
2.4 Equilíbrios de Solubilidade 
É um tipo de equilíbrio dinâmico. Existe quando um composto químico no estado 
sólido está em equilíbrio químico com uma solução desse composto. O sólido pode 
dissolver-se inalterado, por dissociação ou com reação química com outro constituinte 
do solvente, como um ácido ou um álcali. 
Cada tipo de equilíbrio é caracterizado por uma constante de equilíbrio dependente da 
temperatura. Os equilíbrios de solubilidade são importantes cenários farmacêuticos, 
ambientais, entre outros. O equilíbrio de solubilidade é um exemplo de equilíbrio 
heterogêneo, que está relacionado com a dissolução e precipitação de substâncias 
pouco solúveis. 
Considerando uma solução saturada de cloreto de prata, AgCl. Se continuarmos a 
adicionar AgCl a uma solução saturada, verificamos que há formação de precipitado, 
e passamos a ter uma solução heterogênea com uma fase líquida e uma fase sólida. 
Nestas condições, ocorre um equilíbrio entre estas duas fases, designado por 
equilíbrio em soluções saturadas de sais, e que, neste caso, pode ser representado por: 
 
AgCl (s) AgCl (aq) 
 
O momento em que a velocidade de dissolução iguala-se à velocidade de precipitação, 
corresponde ao instante em que se estabelece o equilíbrio de solubilidade do sal em 
estudo. 
 
 
2.5 Ácidos e Bases 
Apresentado pelo químico, físico e matemático sueco Svante August Arrhenius 
(1859-1927) em 1887. A primeira consideração que se deve ter a respeito dos ácidos e 
bases é que as chamadas "teorias" de ácido-base são, na realidade, conceitos de ácidos 
ou de bases; elas não são teorias no sentido da teoria da ligação de valência ou da 
teoria de o são orbitais moleculares. 
Na verdade podemos fazer um ácido ser qualquer cois) a que queiramos - as 
diferenças entre os vários conceitos não se referem ao "certo", mas ao uso mais 
conveniente em uma situação particular. Todas as definições do comportamento 
ácido-base são compatíveis umas com as outras. De fato, um dos objetivos na 
apresentação que se segue, das várias definições diferentes, é enfatizar seus 
paralelismos e assim dirigir o estudante na direção de uma atitude cosmopolita diante 
dos ácidos e bases, o que dará a ele uma boa posição para lidar com as várias 
situações químicas, seja solução aquosa de íons, reações orgânicas, titulações não 
aquosas ou qualquer outra. 
 Ácidos são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração 
de íons H+(aq) na solução. 
 
HCl(aq) → H+(aq) + Cl- (aq) 100% ionizado ≡ ácido forte (eletrólito forte) 
 
Bases são substâncias que, quando dissolvidas em água, aumentam a concentração de 
íons OH- (aq) na solução. 
 
NaOH(aq) → Na+ (aq) + OH- (aq) 100% dissociado ≡ base forte (eletrólito forte) 
 
2.6 Energia Livre e Equilíbro Químico 
Energia livre é a energia da qual o processo dispõe para realizar trabalho útil à 
temperatura e pressão constantes. 
Visto que em um processo a energia nunca é totalmente convertida em trabalho, a 
fração de energia útil do sistema, isto é, que realiza o trabalho, é considerada a energia 
livre.A grandeza da energia livre só é usada para calcular variações que ocorrem nos 
sistemas, e não para sistemas estáticos. Ela é simbolizada por ΔG. É também 
denominada Energia Livre de Gibbs, pois foi proposta em 1878, pelo físico americano 
Josiah Willard Gibbs (1839-1903), com a finalidade de avaliar a espontaneidade do 
sistema.Seu cálculo é dado pela expressão matemática abaixo, que é costumeiramente 
chamada de equação de Gibbs-Helmholtz: 
 
3. Bibliografia 
 
LEVENSPIEL, O. 2000. ENGENHARIA DAS REAÇÕES QUÍMICAS. Editora 
Edgard Blücher Ltda., São Paulo. 
 
CANZIAN, Renato, MAXIMIANO, Flávio Antônio, Análise da Formulação do 
Princípio de Le Chatelier em Livros Didáticos. XIV Encontro Nacional de Ensino 
de Química (XIV ENEQ) UFPR, 21 a 24 de julho de 2008. Curitiba/PR.