Equilibrio Quimico

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Físico Química II: Equilíbrio Químico
Prof. Alex de Oliveira
Equilíbrio é um estado em que não há mudanças observáveis com o 
passar do tempo.
Equilíbrio químico é alcançado quando:
• as taxas das reações direta e reversa são iguais e
• as concentrações dos reagentes e produtos permanecem 
constantes
Equilíbrio físico
H2O (l)
Equilíbrio químico
N2O4 (g)
H2O (g)
2NO2 (g)
NO2
N2O4 (g) 2NO2 (g)
Começar com NO2 Começar com N2O4 Começar com NO2 & N2O4
equilíbrio
equilíbrio equilíbrio
constant
N2O4 (g) 2NO2 (g)
= 4.63 x 10-3K = 
[NO2]
2
[N2O4]
aA + bB cC + dD
K = 
[C]c[D]d
[A]a[B]b
Lei da Ação das Massa
K = 
Produtos
Reagentes
6
K >> 1
K << 1
Tende para a direita Favorecer os produtos
Tende para a esquerda Favorecer os reagentes
Tendência do Equilíbrio
K = 
[C]c[D]d
[A]a[B]b
aA + bB cC + dD
Equilíbrio homogêneo 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
Dn = (c + d) – (a + b)
Na maioria dos casos
Kc  Kp
Equilíbrio homogêneo
CH3COOH (aq) + H2O (l) CH3COO
- (aq) + H3O
+ (aq)
Kc =′
[CH3COO
-][H3O
+]
[CH3COOH][H2O]
[H2O] = constante
Kc = 
[CH3COO
-][H3O
+]
[CH3COOH]
= Kc [H2O]′
Geralmente muitos livros não incluem unidades
para a constante de equilíbrio, mas é possível
observar que em muitos casos existem unidades
Example
As concentrações de equilíbrio para a reação entre monóxido de
carbono e cloro molecular para formar COCl2(g) a 74 °C são
[CO] = 0.012 M, [Cl2] = 0.054 M e [COCl2] = 0.14 M. Calcule as
constantes de equilíbrio Kc e Kp .
CO (g) + Cl2 (g) COCl2 (g)
Kc = 
[COCl2]
[CO][Cl2]
=
0.14 M
(0.012 M) x (0.054 M)
= 220 M -1
Kp = Kc(RT)
Dn
Dn = 1 – 2 = -1 R = 0.0821 atm L K-1 mol-1 T = 273 + 74 = 347 K
Kp = (220 mol L
-1)-1 (0.0821 atm L K-1 mol-1 x 347 K)-1 = 7.7 atm -1
[M] =
n (mol)
V (L)
Example
10
Escreva expressões para Kc e KP, se aplicável, para as
seguintes reações reversíveis no 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)
Estratégia Lembre-se dos seguintes fatos: (1) a expressão KP se aplica
apenas a reações gasosas e (2) a concentração de solvente (geralmente
água) não aparece na expressão da constante de equilíbrio.
Example
11
Solução
(a) Como não há gases presentes, o KP não se aplica e temos apenas 
Kc.
HF é um ácido fraco, de modo que a quantidade de água
consumida nas ionizações de ácido é insignificante em
comparação com a quantidade total de água presente como
solvente. Assim, podemos reescrever a constante de equilíbrio
como
+ -
' 3
c
2
[H O ][F ]
 = 
[HF][H O]
K
K
+ -
3
c
[H O ][F ]
 = 
[HF]
Continuação
Example
(b) 
(c) A constante de equilíbrio é dada por
Como a água produzida na reação é insignificante em comparação
com o solvente de água, a concentração de água não muda. Assim,
podemos escrever a nova constante de equilíbrio como
 
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]
Continuação
Example
O seguinte processo de equilíbrio foi estudado em 230 °C:
2NO(g) + O2(g) 2NO2(g)
Em um experimento, as concentrações das espécies reagentes no 
equilíbrio são [NO] = 0.0542 M, [O2] = 0.127 M e [NO2] = 15.5 M. 
Calcule a constante de equilíbrio (Kc) da reação neste temperatura.
Estratégia As concentrações fornecidas são concentrações de
equilíbrio. Eles têm unidades de mol L-1, então podemos calcular a
constante de equilíbrio (Kc) usando a lei de ação da massa.
Example
14
Solução A constante de equilíbrio é dada por
Substituindo as concentrações, descobrimos que
Observe que Kc é dado sem unidades. Além disso, a grande magnitude
da Kc é consistente com a alta concentração do produto (NO2) em
relação às concentrações dos reagentes (NO e O2).
2
2
c 2
2
[NO ]
 = 
[NO] [O ]
K
2
c 2
(15.5)
 = = 
(0.0542) (0.127)
5
6.44 × 10K
Continuação
Example
15
A constante de equilíbrio KP para a decomposição de
pentacloreto de fósforo em tricloreto de fósforo e cloro molecular
PCl5(g) PCl3(g) + Cl2(g)
verificou-se ser de 1.05 a 250 °C. Se as pressões parciais de
equilíbrio de PCl5 e PCl3 são 0.875 atm e 0.463 atm,
respectivamente, qual é a pressão parcial de equilíbrio de Cl2 a
250 °C?
Estratégia As concentrações dos gases reagentes são dadas em
atm, então podemos expressar a constante de equilíbrio em KP. A
partir do valor conhecido de KP e das pressões de equilíbrio de
PCl3 e PCl5, podemos resolver para PCl2.
Example
Solução
Primeiro, escrevemos KP em termos das pressões parciais das espécies 
reagentes
Conhecendo as pressões parciais, 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
Observe que adicionamos atm como a unidade para PCl2.
Continuação
Example
17
O metanol (CH3OH) é fabricado industrialmente pela reação
CO (g) + 2H2 (g) CH3OH (g)
A constante de equilíbrio (Kc) para a reação é de 10.5 a 220 °C.
Qual é o valor de KP nesta temperatura?
Estratégia A relação entre Kc e KP é dada pela Equação Lei da ação
das massas. Qual é a mudança no número de moles de gases de
reagentes para produto? Lembre-se disso
Δn = moles de produtos gasosos - moles de reagentes gasosos
Qual unidade de temperatura devemos usar?
Example
Solução A relação entre Kc e KP é
KP = Kc(RT )
Δn
como T = 273 + 220 = 493 K and Δn = 1 - 3 = -2, temos
KP = 10.5 (mol L
-1)-2 x (0.0821 atm L mol-1 K-1 x 493 K )-2
= 6.41 x 10-3 atm-2
Observe que KP, como Kc, é uma quantidade adimensional. Este
exemplo mostra que podemos obter um valor bastante diferente para a
constante de equilíbrio para a mesma reação, dependendo se
expressamos as concentrações em moles por litro ou em atmosferas.
Continuação
Example
A constante de equilíbrio Kp para a reação
é 158 em 1000 K. Qual é a pressão de equilíbrio do O2 se PNO2 =
0.400 atm e PNO = 0.270 atm?
2NO2 (g) 2NO (g) + O2 (g)
Kp = 
2
PNO PO
2
PNO
2
2
PO2 = Kp
PNO
2
2
PNO
2
O equilíbrio heterogêneo se aplica a reações nas quais reagentes e 
produtos estão em fases diferentes.
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
[CaCO3] = constante
[CaO] = constante
Kc = [CO2] = Kp = PCO2
A concentração de sólidos e líquidos puros não são 
incluídos na expressão para a constante de equilíbrio.
[CaO][CO2]
[CaCO3]
Kc =′
[CaCO3]
[CaO]
Kc x′
PCO2 = Kp
CaCO3 (s) CaO (s) + CO2 (g)
PCO2 não depende da quantidade de CaCO3 ou CaO
Example
22
Escreva a expressão da constante de equilíbrio Kc e KP, se
aplicável, para cada um dos seguintes sistemas heterogêneos:
(a) (NH4)2Se(s) 2NH3(g) + H2Se(g)
(b) AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq)
(c) P4(s) + 6Cl2(g) 4PCl3(l)
Estratégia Omitimos quaisquer sólidos puros ou líquidos puros no
expressão constante de equilíbrio porque suas atividades são unidade.
Example
Solução
(a) Como (NH4)2Se é um sólido, a constante de equilíbrio Kc é dada por
Kc = [NH3]
2 [H2Se]
Alternativamente, podemos expressar a constante de equilíbrio KP em 
termos das pressões parciais de NH3 e H2Se:
(b) Aqui AgCl é um sólido, então a constante de equilíbrio é dada por
Kc = [Ag+] [Cl-]
Como não há gases presentes, não há expressão de KP.
23
K P P
3 2
2
p NH H Se = 
Continuação
Example
24
(c) Notamos que P4 é um sólido e PCl3 é um líquido, então eles não 
aparecem na expressão da constante de equilíbrio. Assim, Kc é 
dado por
Alternativamente, podemos expressar a constante de equilíbrio em 
termos da pressão de Cl2:
Kc 6
2
1
 = 
[Cl ]
K
P
p
Cl
1
 = 
2
6
Continuação
Example
25
Considere o seguinte equilíbrio heterogêneo:CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g)
A 800 °C, a pressão do CO2 é de 0.236 atm. Calcule (a) KP e (b)
Kc para a reação a esta temperatura.
Estratégia Lembre-se de que sólidos puros não aparecem na
expressão da constante de equilíbrio.
Solução
(a) KP = PCO2 = 0.236 atm
(b) KP = Kc(RT)
Δn
Neste caso, T = 800 + 273 = 1073 K e Δn = 1, então nós substitua esses 
valores na equação e obtenha
0.236 atm = Kc(0.0821 atm L mol
-1 K-1) x (1073 K)
Kc = 2.68 x 10
-3 mol L-1
Example
Considere o seguinte equilíbrio em 295 K:
A pressão parcial de cada gás é de 0.265 atm. Calcular Kp e Kc
para a reação?
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)
Kp = PNH3 H2S
P = 0.265 atm x 0.265 atm = 0.0702 atm 2
Kp = Kc(RT)
Dn
Dn = 2 – 0 = 2 T = 295 K
Example
27
O NH4HS se dissocia segundo a reação:
A 25 °C, a pressão de equilíbrio é de 500 Torr, calcular Kp;
NH4HS (s) NH3 (g) + H2S (g)
Example
A 2155 °C e atm, 1.18% da água se decompões H2 e O2, segundo
a reacão:
Calcular Kp para decomposição do vapor, a esta temperatura.
2H2O(g) 2H2(g) + O2(g)
↔ +
Antes da reação 2 mol 0 0
Durante a reação 
No equilíbrio 
Fração molar X
Pressão parcial 
Estratégia
Example
Solução
Continuação
Example
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 para
a reação geral é dada pelo produto das constantes de
equilíbrio das reações individuais.
N2O4 (g) 2NO2 (g)
= 4.63 x 10-3K = 
[NO2]
2
[N2O4]
2NO2 (g) N2O4 (g)
K = 
[N2O4]
[NO2]
2
′ =
1
K
= 216
Quando a equação para uma reação reversível é
escrita na direção oposta, a constante de
equilíbrio se torna a recíproca da constante de
equilíbrio original.
Example
33
A reação para a produção de amônia pode ser escrita de 
várias maneiras:
(a) N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
(b) N2(g) + H2(g) NH3(g)
(c) N2(g) + H2(g) NH3(g)
(d) Como as constantes de equilíbrio estão relacionadas entre si?
Escreva a expressão da constante de equilíbrio para cada 
formulação. (Expresse as concentrações das espécies reagentes 
em mol L-1)
1
2
3
2
1
3
2
3
Example
34
Estratégia Recebemos três expressões diferentes para o mesmo
sistema de reação. Lembre-se de que a expressão da constante de
equilíbrio depende de como a equação é balanceada, ou seja, dos
coeficientes estequiométricos usados na equação.
Solução
(a) (b)
(c)
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
(d) =
 =
 or 
2
3
3
2 3 2
a b
a c
b c b c= =
K K
K K
K K K K
Continuação
Escrevendo Expressões de Constantes de Equilíbrio
1. As concentrações das espécies reagentes na fase condensada 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 das constantes de equilíbrio.
3. A constante de equilíbrio é uma quantidade adimensional.
4. Ao cotar um valor para a constante de equilíbrio, você deve 
especificar a equação balanceada e a temperatura.
5. Se uma reação pode ser expressa como a soma de duas ou mais 
reações, a constante de equilíbrio para a reação geral é dada pelo 
produto das constantes de equilíbrio das reações individuais.
36
Cinética Química e Equilíbrio Químico
A + 2B AB2
kf
kr
taxaf = kf [A][B]
2
taxar = kr [AB2]
Equilíbrio
Taxaf = taxar
kf [A][B]
2 = kr [AB2]
kf
kr
[AB2]
[A][B]2
= Kc =
O quociente de reação (Qc) é calculado substituindo as
concentrações iniciais dos reagentes e produtos na expressão da
constante de equilíbrio (Kc).
E SE
• Qc < Kc sistema prossegue da esquerda para a direita para alcançar o 
equilíbrio
• Qc = Kc o sistema está em equilíbrio
• Qc > Kc sistema prossegue da direita para a esquerda para alcançar o 
equilíbrio
Example
38
No início de uma reação, havia 0.249 mol N2, 3.21 x 10
-2 mol H2
e 6,42 x 10-4 mol NH3 em um vaso de reação de 3.50 L a 375 °C.
Se a constante de equilíbrio (Kc) para a reação
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
é 1.2 nesta temperatura, decida se o sistema está em equilíbrio. 
Se não for, preveja de que maneira a reação líquida ocorrerá.
Estratégia Recebemos as quantidades iniciais dos gases (em 
moles) em um recipiente de volume conhecido (em litros), para 
que possamos calcular suas concentrações molares e, portanto, o 
quociente de reação (Qc). Como uma comparação de Qc com Kc 
nos permite determinar se o sistema está em equilíbrio ou, se 
não, em que direção a reação líquida prosseguirá para atingir o 
equilíbrio?
Example
39
Solução As concentrações iniciais das espécies reagentes 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
Em seguida, escrevemos
-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
Como Qc é menor que Kc (1.2), o sistema não está em equilíbrio. O
resultado líquido será um aumento na concentração de NH3 e uma
diminuição nas concentrações de N2 e H2. Ou seja, a reação líquida
continuará da esquerda para a direita até que o equilíbrio seja
alcançado.
Continuação
Calculando as concentrações de equilíbrio
1. Expresse as concentrações de equilíbrio de todas as espécies em 
termos das concentrações iniciais e um único x desconhecido, 
que representa a mudança na concentração.
2. Escreva a expressão da constante de equilíbrio em termos das 
concentrações de equilíbrio. Sabendo o valor da constante de 
equilíbrio, resolva para x.
3. Tendo resolvido para x, calcule as concentrações de equilíbrio de 
todas as espécies.
Example
41
Uma mistura de 0.500 mol H2 e 0.500 mol I2 foi colocada em um
frasco de aço inoxidável de 1.00 L a 430 °C. A constante de
equilíbrio Kc para a reação
H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
é 54.3 nesta temperatura. Calcule as concentrações de H2, I2 e HI 
no equilíbrio.
Estratégia Recebemos as quantidades iniciais dos gases (em moles)
em um recipiente de volume conhecido (em litros), para que
possamos calcular suas concentrações molares. Como inicialmente
nenhum HI estava presente, o sistema não poderia estar em
equilíbrio. Portanto, algum H2 reagiria com a mesma quantidade de
I2 (por quê?) Para formar HI até que o equilíbrio fosse estabelecido.
Example
42
Etapa 1: A estequiometria da reação é 1 mol H2 reagindo com 1 mol I2
para produzir 2 mol HI. Seja x o esgotamento da
concentração (mol L-1) de H2 e I2 no equilíbrio. Segue-se que
a concentração de equilíbrio de HI deve ser 2x. Resumimos as
mudanças nas concentrações da seguinte forma:
H2 + I2 2HI
Initial (M): 0.500 0.500 0.000
Mudar (M): - x - x + 2x
Equilíbrio (M): (0.500 - x) (0.500 - x) 2x
Solução Seguimos o procedimento anterior para calcular o
concentrações de equilíbrio.
Continuação
Example
43
Etapa 2: A constante de equilíbrio é dada por
Substituindo, nós obtemos
Tirando a raiz quadrada de ambos os lados, 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
Continuação
Example
44
Etapa 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
Você pode verificar suas respostas calculando Kc usando as
concentrações de equilíbrio. Lembre-se de que Kc é uma constante
para uma reação particular a uma determinada temperatura.
Continuação
Example
Para a mesma reação e temperatura do Exemplo anterior, suponha
que as concentrações iniciais de H2, I2 e HI sejam 0.00623 M,
0.00414 M e 0.0224 M, respectivamente. Calcule as
concentrações dessas espécies em equilíbrio.
H2(g) + I2(g)2HI(g),
Estratégia A partir das concentrações iniciais, podemos calcular o
quociente de reação (Qc) para ver se o sistema está em equilíbrio
ou, se não, em que direção a reação líquida prosseguirá para atingir
o equilíbrio. Uma comparação de Qc com Kc também nos permite
determinar se haverá uma depleção em H2 e I2 ou HI quando o
equilíbrio for estabelecido.
Example
46
Solução Primeiro, calculamos Qc da seguinte forma:
Como Qc (19.5) é menor que Kc (54.3), concluímos que a reação líquida
continuará da esquerda para a direita até que o equilíbrio seja alcançado
(ver Figura 14.4); ou seja, haverá um esgotamento de H2 e I2 e um
ganho em HI.
2
2 2
[HI] (0.0224)
 = = = 19.5
[H ] [I ] (0.00623)(0.00414)
cQ
2
0
0 0
Continuação
Example
47
Etapa 1: Seja x a redução na concentração (mol L-1) de H2 e I2 no
equilíbrio. A partir da estequiometria da reação, conclui-se
que o aumento na concentração de HI deve ser 2x. Em
seguida, escrevemos
H2 + I2 2HI
Initial (M): 0.00623 0.00414 0.0224
Mudar (M): - x - x + 2x
Equilíbrio (M): (0.00623 - x) (0.00414 - x) (0.0224 + 2x)
Continuação
Example
48
Etapa 2: a constante de equilíbrio é
Não é possível resolver esta equação pelo atalho da raiz quadrada,
pois as concentrações iniciais [H2] e [I2] são desiguais. Em vez disso,
devemos primeiro realizar as multiplicações
54.3(2.58 x 10-5 - 0.0104x + x2) = 5.02 x 10-4 + 0.0896x + 4x2
Substituindo, nós obtemos
2
2 2
[HI]
 = 
[H ][I ]
cK
2(0.0224 + 2 )
54.3 = 
(0.00623 - )(0.00414 - )
x
x x
Continuação
Example
49
Coletando termos, nós obtemos
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 é
Aqui temos a = 50.3, b = -0.654, e c = 8.98 x 10-4, de modo que
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
Continuação
Example
A primeira solução é fisicamente impossível porque as quantidades de
H2 e I2 reagidos seriam maiores do que as originalmente presentes. A
segunda solução dá a resposta correta. Observe que, ao resolver
equações quadráticas desse tipo, uma resposta é sempre fisicamente
impossível, portanto, escolher um valor para x é fácil.
Etapa 3: no equilíbrio, as concentrações 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
Você pode verificar as respostas calculando Kc usando as
concentrações de equilíbrio. Lembre-se de que Kc é uma constante
para uma reação particular a uma determinada temperatura.
Continuação
Example
Em 1280 °C, a constante de equilíbrio (Kc) para a reação
É 1.1 x 10-3. Se as concentrações iniciais forem [Br2] = 0.063 M
e [Br] = 0.012 M, calcule as concentrações dessas espécies no
equilíbrio.
Br2 (g) 2Br (g)
Br2 (g) 2Br (g)
Seja x a mudança na concentração de Br2
Initial (M)
Mudar (M)
Equilíbrio (M)
0.063 0.012
-x +2x
0.063 - x 0.012 + 2x
[Br]2
[Br2]
Kc = Kc = 
(0.012 + 2x)2
0.063 - x
= 1.1 x 10-3 Resolva para x
Example
52
Kc = 
(0.012 + 2x)2
0.063 - x
= 1.1 x 10-3
4x2 + 0.048x + 0.000144 = 0.0000693 – 0.0011x
4x2 + 0.0491x + 0.0000747 = 0
ax2 + bx + c =0
-b ± b2 – 4ac
2a
x = 
Br2 (g) 2Br (g)
Initial (M)
Mudar (M)
Equilíbrio (M)
0.063 0.012
-x +2x
0.063 - x 0.012 + 2x
x = -0.00178x = -0.0105
Em equilíbrio, [Br] = 0.012 + 2x = -0.009 M ou 0.00844 M
Em equilíbrio, [Br2] = 0.062 – x = 0.0648 M
Continuação
Se uma tensão externa é aplicada a um sistema em equilíbrio, o
sistema se ajusta de tal forma que a tensão é parcialmente
compensada quando o sistema atinge uma nova posição de equilíbrio.
Princípio de Le Châtelier
• Mudanças na concentração
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g)
Add
NH3
O equilíbrio 
muda para a 
esquerda para 
compensar o 
estresse
• Mudanças na concentração continuada
Mudar Muda o equilíbrio
Aumentar a concentração do (s) produto (s) esquerda
Diminuir a concentração do (s) produto (s) direita
Diminuir a concentração de reagente (s)
Aumentar a concentração de reagente (s) direita
esquerda
aA + bB cC + dD 
AddAddRemove Remove
Princípio de Le Châtelier
• Mudanças na temperatura
Mudança Rx Exotérmica
Aumentar a temperatura K diminui
Decrease temperature K aumenta
Rx Endotérmica
K aumenta
K diminui
mais frio mais quente
Princípio de Le Châtelier
N2O4 (g) 2NO2 (g)
uncatalyzed catalyzed
O catalisador reduz Ea para reações diretas e reversas.
O catalisador não altera a constante de equilíbrio 
ou o equilíbrio de deslocamento.
• Adicionando um Catalisador
• não muda K
• não muda a posição de um sistema de equilíbrio
• o sistema alcançará o equilíbrio mais cedo
Princípio de Le Châtelier
57
Química em ação
Vida em grandes altitudes e produção de hemoglobina
Kc = 
[HbO2]
[Hb][O2]
Hb (aq) + O2 (aq) HbO2 (aq)
Química em ação: o processo Haber
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) DH
0 = -92.6 kJ/mol
Câmara
de reação
(catalisadores)
Tanques de 
armazenamento
Não reagido
Mudança Mudança noEquilíbrio
Mudança de Constante
no equilíbrio
Concentração sim não
Pressão sim não
Volume sim não
Temperatura sim sim
Catalisador não não
Princípio de Le Châtelier
• Mudanças no volume e pressão
A (g) + B (g) C (g)
mudança Muda o equilíbrio
Aumentar a pressão Lado com menos mol de gás
Diminuir a pressão Lado com mais mol de gás
Diminuir o volume
Aumentar o volume Lado com mais mol de gás
Lado com menos mol de gás
Princípio de Le Châtelier
Example
61
A 720 ° C, a constante de equilíbrio Kc para a reação
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
é 2.37 x 10-3. Em um determinado experimento, as concentrações
de equilíbrio são [N2] = 0.683 M, [H2] = 8.80 M, e [NH3] = 1.05
M. Suponha que NH3 seja adicionado à mistura de modo que sua
concentração seja aumentada para 3.65 M. (a) Use o princípio de
Le Châtelier para prever a mudança na direção da reação líquida
para atingir um novo equilíbrio. (b) Confirme sua previsão
calculando o quociente de reação Qc e comparando seu valor com
Kc.
Example
62
Estratégia
(a) Qual é o estresse aplicado ao sistema? Como o sistema se ajusta 
para compensar o estresse?
(b) No instante em que NH3 é adicionado, o sistema tem o equilíbrio
perturbado. Como calculamos o Qc para a reação neste ponto?
Como uma comparação de Qc com Kc nos diz a direção da reação
líquida para atingir o equilíbrio.
Solução 
(a) O estresse aplicado ao sistema é a adição de NH3. Para compensar
esse estresse, algum NH3 reage para produzir N2 e H2 até que um
novo equilíbrio seja estabelecido. A reação líquida, portanto, muda
da direita para a esquerda; isso é,
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)
Continuação
Example
63
(b) No instante em que algum do NH3 é adicionado, o sistema não 
está mais em equilíbrio. O quociente de reação é dado por
Como esse valor é maior que 2.37 x 10-3, o valor líquido a reação muda
da direita para a esquerda até que Qc seja igual a 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
Continuação
Example
64
A Figura abaixo mostra qualitativamente as mudanças nas concentrações
das espécies reagentes.
Continuação
Example
65
Considere os seguintes sistemas de 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 a direção da reação líquida em cada caso como resultado 
do aumento da pressão (diminuindo o volume) no sistema em 
temperatura constante.
Example
66
Estratégia Uma mudança na pressão pode afetar apenas o volume de
um gás, mas não o de um sólido porque os sólidos (e líquidos) são
muito menos compressíveis. O estresse aplicado é um aumento na
pressão. De acordo com o princípio de Le Châtelier, o sistema se
ajustará a compensou parcialmente esse estresse. Em outraspalavras,
o sistema se ajustará para diminuir a pressão. Isso pode ser alcançado
mudando para o lado da equação que tem menos mols de gás.
Lembre-se de que a pressão é diretamente proporcional ao mol de gás:
PV = nRT , Sabendo que P n.
Solução
(a) Considere apenas as moléculas gasosas. Na equação balanceada,
existem 3 moles de reagentes gasosos e 2 moles de produtos gasosos.
Portanto, a reação líquida mudará em direção aos produtos (à direita)
quando a pressão for aumentada.

Continuação
Example
67
Solução
(b) O número de moles de produtos é 2 e o de reagentes é 1; portanto, 
a reação líquida mudará para a esquerda, em direção ao reagente.
(c) O número de moles de produtos é igual ao número de moles de 
reagentes, portanto, uma mudança na pressão não tem efeito sobre 
o equilíbrio.
Em cada caso, a previsão é consistente com o princípio de Le 
Châtelier.
Continuação
Example
Considere o seguinte processo de equilíbrio entre tetrafluoreto de 
dinitrogênio (N2F4) e difluoreto de nitrogênio (NF2):
N2F4(g) 2NF2(g) ΔH° = 38.5 kJ/mol 
Preveja as mudanças no equilíbrio se
(a) a mistura reagente é aquecida a um volume constante;
(b) algum gás N2F4 é removido da mistura de reação a 
temperatura e volume constantes;
(c) a pressão na mistura reagente é diminuída a temperatura 
constante; e
(d) um catalisador é adicionado à mistura de reação.
Example Continuação
Estratégia
(a) O que significa o sinal de ΔH° indicar sobre a mudança de calor 
(endotérmica ou exotérmica) para a reação direta?
(b) A remoção de algum N2F4 aumentaria ou diminuiria o Qc da 
reação?
(c) Como a diminuição da pressão mudaria o volume do sistema?
(d) Qual é a função de um catalisador? Como isso afeta um
sistema reagente não está em equilíbrio? em equilíbrio?
Example
Solução O estresse aplicado é o calor adicionado ao sistema. 
Observe que a reação N2F4 → 2NF2 é um processo endotérmico 
(ΔH °> 0), que absorve calor do ambiente. Portanto, podemos 
pensar no calor como um reagente
aquecer + N2F4(g) 2NF2(g)
O sistema se ajustará para remover parte do calor adicionado, 
passando por uma reação de decomposição (da esquerda para a 
direita).
Continuação
Example
71
A constante de equilíbrio
irá, portanto, aumentar com o aumento da temperatura porque a 
concentração de NF2 aumentou e a de N2F4 diminuiu. Lembre-se de 
que a constante de equilíbrio é uma constante apenas em uma 
determinada temperatura. Se a temperatura for alterada, a constante de 
equilíbrio também mudará.
2
2
2
[NF ]
 = 
[N F ]
cK
4
(b) O estresse aqui é a remoção do gás N2F4. O sistema vai mudar
para substituir o N2F4 removido. Portanto, o sistema muda da
direita para a esquerda até que o equilíbrio seja restabelecido.
Como resultado, alguns NF2 combinam para formar N2F4.
Continuação
Example
72
A constante de equilíbrio permanece inalterada neste caso porque a
temperatura é mantida constante. Pode parecer que Kc deve mudar
porque NF2 se combina para produzir N2F4. Lembre-se, entretanto,
que inicialmente algum N2F4 foi removido. O sistema se ajusta para
substituir apenas parte do N2F4 que foi removido, para que a
quantidade geral de N2F4 diminua. Na verdade, no momento em que o
equilíbrio é restabelecido, as quantidades de NF2 e N2F4 diminuíram.
Olhando para a expressão da constante de equilíbrio, vemos que
dividir um numerador menor por um denominador menor dá o mesmo
valor de Kc.
Continuação
Example
(c) O estresse aplicado é uma diminuição da pressão (que é
acompanhada por um aumento no volume do gás). O sistema se
ajustará para remover o estresse, aumentando a pressão. Lembre-
se de que a pressão é diretamente proporcional ao número de
moles de um gás. Na equação balanceada, vemos que a formação
de NF2 a partir de N2F4 aumentará o número total de mol de
gases e, portanto, a pressão. Portanto, o sistema mudará da
esquerda para a direita para restabelecer o equilíbrio. A constante
de equilíbrio permanecerá inalterada porque a temperatura é
mantida constante.
(d) A função de um catalisador é aumentar a taxa de uma reação. Se
um catalisador for adicionado a um sistema reagente fora do
equilíbrio, o sistema alcançará o equilíbrio mais rápido do que se
não for perturbado. Se um sistema já está em equilíbrio, como
neste caso, a adição de um catalisador não afetará as
concentrações de NF2 e N2F4 ou a constante de equilíbrio.
Continuação