unidade 4

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Química Geral e 
Experimental II
Material Teórico
Responsável pelo Conteúdo:
Prof.ª Dr.ª Solange de Fátima Azevedo Dias
Revisão Textual:
Prof.ª Dr.ª Selma Aparecida Cesarin
Princípios de Le Châtelier
• Processos Reversíveis e Processos Irreversíveis;
• Deslocamentos do Equilíbrio Químico: Princípio de Le Chatelier;
• Variação de Temperatura e Equilíbrio Químico;
• Resumo: O Princípio de Le Chatelier e o Equilíbrio Químico;
• O Ph de Substâncias;
• Constante de Acidez e Basicidade.
 · Demonstrar, por meio de experimentos, os Princípios de Le Chatelier;
 · Entender conceitos de pH e pOH;
 · Resolver exercícios.
OBJETIVO DE APRENDIZADO
Princípios de Le Châtelier
Orientações de estudo
Para que o conteúdo desta Disciplina seja bem 
aproveitado e haja maior aplicabilidade na sua 
formação acadêmica e atuação profissional, siga 
algumas recomendações básicas: 
Assim:
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
da sua rotina. Por exemplo, você poderá determinar um dia e 
horário fixos como seu “momento do estudo”;
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
alimentação saudável pode proporcionar melhor aproveitamento do estudo;
No material de cada Unidade, há leituras indicadas e, entre elas, artigos científicos, livros, vídeos 
e sites para aprofundar os conhecimentos adquiridos ao longo da Unidade. Além disso, você 
também encontrará sugestões de conteúdo extra no item Material Complementar, que ampliarão 
sua interpretação e auxiliarão no pleno entendimento dos temas abordados;
Após o contato com o conteúdo proposto, participe dos debates mediados em fóruns de discus-
são, pois irão auxiliar a verificar o quanto você absorveu de conhecimento, além de propiciar o 
contato com seus colegas e tutores, o que se apresenta como rico espaço de troca de ideias e 
de aprendizagem.
Organize seus estudos de maneira que passem a fazer parte 
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Mantenha o foco! 
Evite se distrair com 
as redes sociais.
Determine um 
horário fixo 
para estudar.
Aproveite as 
indicações 
de Material 
Complementar.
Procure se alimentar e se hidratar quando for estudar; lembre-se de que uma 
Não se esqueça 
de se alimentar 
e de se manter 
hidratado.
Aproveite as 
Conserve seu 
material e local de 
estudos sempre 
organizados.
Procure manter 
contato com seus 
colegas e tutores 
para trocar ideias! 
Isso amplia a 
aprendizagem.
Seja original! 
Nunca plagie 
trabalhos.
UNIDADE Princípios de Le Châtelier
Processos Reversíveis e 
Processos Irreversíveis
Algumas reações químicas são consideradas reversíveis e outras são irreversíveis. 
As reações irreversíveis são as reações nas quais os reagentes são convertidos em 
produtos, supostamente sem que haja reação no sentido inverso.
Por exemplo:
HCL aq NaOH aq NaCL aq H O aq( ) + ( )→ ( ) + ( )2
As reações reversíveis são as reações nas quais os reagentes são convertidos 
em produtos e os produtos também são convertidos em reagentes, até se chegar 
a um equilíbrio, quando as velocidades em ambos os sentidos se igualam.
Por exemplo: 
• Reações de Esterificação:
CH COOH C H OH CH COOC H H O
3 2 5 3 2 5 2
+ ↔ +
Nos processos reversíveis, os reagentes são consumidos para formar os produ-
tos. Na situação de equilíbrio, os reagentes não reagem completamente; sobra certa 
quantidade, que coexiste com os produtos em maior ou em menor grau. 
Quando uma nova molécula de produto é formada, novas moléculas dos re-
agentes também se formam.
Um caso de equilíbrio químico interessante é o da dimerização do NO2. O dióxido 
de nitrogênio (NO2) é um gás de cor castanho avermelhado, que pode ser formado 
na reação de cobre metálico com ácido nítrico a quente, em presença de oxigênio. 
As reações são as seguintes:
3 8 3 2 4
3 3 2 2
Cu HNO Cu NO NO H Oo s aq aq g l( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ → ( ) + +
2 22 2NO O NOg g g( ) ( ) ( )+ →
Suponha, então, que pudéssemos recolher esse gás castanho avermelhado 
e confiná-lo num recipiente. Depois de passar um tempo, sua cor mais intensa 
iria sumir gradativamente, até se estabilizar num castanho bem mais suave.
Se o NO2 é um gás que tem coloração castanho avermelhada, pode-se assumir 
que é dessas moléculas que vem a cor referida. Quanto maior a concentração, 
mais intensa será sua cor. Inversamente, quanto menos moléculas, mais clara 
será a coloração. 
8
9
Logo, vedando-se bem o frasco, pode-se descartar o escape de moléculas de NO2, 
o que mostra que, se a coloração era intensa e se desbotou, na verdade, houve a 
formação de nova substância, o tetróxido de dinitrogênio, N2O4.
Na medida em que outras moléculas de NO2 fossem reagindo, a sua con-
centração iria diminuir e, consequentemente, a concentração de N2O4 iria au-
mentar. Dessa forma, a coloração resultante da mistura NO2 e N2O4 ficaria 
mais fraca, pois o N2O4 é um gás incolor, e somente o NO2, agora em menor 
concentração, seria o responsável pela tonalidade castanho avermelhada.
Experimento 1
Etapa 1
Figura 1 – Reação do HNO3 + Cu metálico
Fonte: Adaptado de iStock/Getty Images
Pega-se uns 2g de cobre metálico, adicona-se no erlenmeyer e, em seguida, 
adicionam-se 100mL de ácido nítrico concentrado. Tampa-se rapidamente o 
erlenmeyer e se observa a reação. 
A seguir, a reação balanceada da formação do gás NO faz com que o cobre seja 
consumido, de forma que a mudança de cor no interior do erlenmeyer apresenta-
se bem visível. 
Veja as Figuras 2a e 2b.
3 8 3 2 4
3 3 2 2
CuO s HNO aq Cu NO aq NO g H O I( ) + ( )→ ( ) ( ) + ( ) + ( )
2 22 2NO g O g NO g( ) + ( )→ ( )
9
UNIDADE Princípios de Le Châtelier
Figura 2b – O gás NO2 toma conta do 
volume do frascoFigura 2a – Reação de formação do gás NO2
Etapa 2
Com o decorrer do tempo, ocorre a formação do gás N2O4 – processo exotér-
mico, isto é, com liberação de calor, mas este gás é incolor.
Veja Figura 3.
NO N Og g2 2 4 0( ) ( )↔ <∆Η
Gás incolor
Figura 3 – Formação do N₂O₄ com o 
resfriamento do Sistema
Fonte: Adaptado de iStock/Getty Images
Figura 4 
10
11
Se resfriarmos o erlenmeyer, haverá a reversibilidade do Sistema. Ocorrerá a 
formação do NO2, novamente, observe a reversibilidade da reação.
Ocorre um deslocamento do equilíbrio no sentido da reação inversa. Veja na Etapa 3.
Etapa 3
Reversibilidade da reação: https://goo.gl/nGUgcP.
Ex
pl
or
Deslocamentos do Equilíbrio Químico: 
Princípio de Le Chatelier 
Henry Louis Le Chatelier (1850-1936) foi um químico francês que trabalhou, 
principalmente, com a Termodinâmica ligada a Sistemas Químicos.
Seus estudos tiveram grande impacto na Química e na Física. Em 1888, formu-
lou o Princípio de Le Chatelier, que se refere aos fatores que deslocam o equilíbrio 
químico, sendo os principais fatores: a concentração, a pressão e a temperatura. 
O enunciado do princípio é: “Quando se aplica uma ‘força’ em um sistema em 
equilíbrio, ele tende a se reajustar no sentido de diminuir os efeitos dessa ‘força’”.
Os Sistemas Químicos em equilíbrio são Sistemas dinâmicos, que respondem às 
variações nas condições de ocorrência da reação química. Se uma reação química 
está em equilíbrio, vai tender a permanecer nesse estado, sendo esse o estado na-
tural do Sistema.
Se uma mudança nas condições da reação fizer com a taxa na qual os reagentes se 
transformam em produtos seja aumentada, então, a procura pelo equilíbrio faz com 
que a taxa da reação inversa aumente para se igualar a da reação direta, e vice-versa. 
Efeito da Concentração
Observe a reação em equilíbrio a seguir:
A B C D+ +
Se for aumentada a concentração do reagente A para que o Sistema volte 
ao equilíbrio, esse reagente, com maior concentração, deverá ser consumido, 
já que ficou em excesso e, dessa forma, a reação fica deslocada para a direita, 
no sentido dos produtos. Esse deslocamento, no sentido dos produtos, ocorrerá 
para que se restabeleça o equilíbrio da reação (Lei de Le Chatelier).
11
UNIDADE Princípios de Le Châtelier
Conclusão: ao seaumentar a concentração de um produto, a reação ocorre 
no sentido de formação de reagentes ou, inversamente, ao se aumentar a con-
centração de um reagente, a reação ocorre no sentido dos produtos.
Considere o exemplo da reação de formação do dióxido de nitrogênio com a mis-
tura dos gases num recipiente mantido à temperatura e à pressão constantes:
N O NOg g2 4 22( ) ( )↔
Esperamos o tempo necessário para que a reação atinja o equilíbrio, no ponto 
em que as concentrações ficam constantes. O que deveria acontecer se uma quan-
tidade maior de qualquer uma dessas substâncias fosse introduzida no recipiente?
Usando o princípio de Le Chatelier, o equilíbrio vai tender a minimizar o aumen-
to provocado no número de moléculas dos reagentes ou dos produtos.
O equilíbrio seria deslocado, as concentrações mudariam até o Sistema se rea-
justar e restabelecer novo equilíbrio. 
Se fosse injetado N2O4, por exemplo, o Sistema procuraria um novo equilíbrio, 
consumindo o N2O4 e formando mais NO2.
Dizemos que o equilíbrio foi deslocado para a direita (reação direta) e o consumo 
dos reagentes vai ocorrer até que o equilíbrio se restabeleça. 
Considere, agora, o equilíbrio de formação do complexo [FeSCN]2+ que produz 
uma coloração vermelha na solução. Os íons ferro III (Fe3+) e tiocianato (SCN-) 
não produzem essa coloração. 
O equilíbrio é dado por:
Fe SCN FeSCNaq aq aq
3 2+ − ++ ( ) ↔ [ ]
Agora, ao misturarmos uma solução de tiocianato de sódio (NaSCN) a uma so-
lução de nitrato férrico (FeNO3), o que resultará?
A solução irá adquirindo uma coloração vermelha própria do íon complexo 
[FeSCN]2+ até se estabilizar no equilíbrio. 
Repare que os íons Na+ e NO-3 não aparecem na equação, pois são me- 
ros espectadores.
Mas, e se for o caso de adição de mais (SCN)-, o que irá ocorrer?
Haverá uma perturbação no equilíbrio e um novo equilíbrio resultará. O ex-
cesso de tiocianato reagirá com Fe3+, formando mais [FeSCN]2+. A cor vermelha 
se intensificará com o deslocamento para a direita no sentido da formação do 
produto. Novamente, um novo estado de equilíbrio é alcançado pelo Sistema, 
mas com o mesmo valor de Kc.
12
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Podemos resumir o efeito da concentração no equilíbrio químico da seguinte forma:
• Acréscimo de reagentes: a reação se desloca no sentido dos produtos (para 
a direita);
• Acréscimo de produtos: a reação se desloca no sentido dos reagentes (para 
a esquerda);
• Retirada de reagentes: a reação se desloca no sentido inverso, para a esquerda;
• Retirada de produtos: deslocamento no sentido da reação direta, para a direita.
Efeito da Pressão
Todos os equilíbrios químicos são afetados de alguma forma pela pressão exercida 
no Sistema, mas, na maioria dos casos, a constante de equilíbrio varia muito pouco 
com a pressão. Claro que a maior influência da pressão ocorrerá em reações gasosas.
 De acordo com o Principio de Le Chatelier, a resposta da reação gasosa a um 
aumento na pressão será a de fazer com que a reação se desloque no sentido de 
minimizar esse aumento na pressão.
De acordo com a equação de Clapeyron, P e V são inversamente proporcionais:
P nRT=
V
O termo n/V é a concentração do gás e varia diretamente com a pressão.
O exemplo do NO2 num recipiente em equilíbrio num cilindro com um êmbolo 
móvel, tal qual uma seringa de injeção tampada, será útil.
N O NOg g2 4 22( ) ( )↔
Se aumentarmos a pressão empurrando o êmbolo, o volume irá diminuir; logo, 
as concentrações de ambas as espécies (NO2 e N2O4) aumentarão, já que o número 
de mols será o mesmo. 
Como a concentração de NO2 está elevada ao quadrado na expressão da cons-
tante do equilíbrio, o aumento da pressão provoca um aumento maior no numera-
dor do que no denominador e o Sistema não estará mais em equilíbrio, aumentan-
do o quociente de equilíbrio NO2[ ]
[ ]
2
2 4
N O
.
Dessa forma, de acordo com o Princípio de Le Chatelier, a reação iria se 
deslocar para o sentido inverso, diminuindo o valor do quociente de equilíbrio 
até ele se restabelecer.
Logo, o aumento da pressão irá contrair o volume total, favorecendo a forma-
ção do lado que tiver a maior concentração gasosa e, por outro lado, a diminuição 
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UNIDADE Princípios de Le Châtelier
da pressão irá expandir o volume total, favorecendo o lado que tiver a menor con-
centração gasosa.
Podemos simplificar o efeito da pressão da seguinte forma:
• A diminuição da pressão desloca o equilíbrio no sentido da expansão 
do Sistema (maior número de mols de gás);
• O aumento da pressão desloca o equilíbrio no sentido da contração 
do Sistema (menor número de mol de gás).
Mas, se numa reação, não ocorrer variação no número de mols, como em:
H g Cl g HCl g2 2 2( ) + ( ) ↔ ( )
Então, o número de mols, antes e depois, é o mesmo. Não ocorre variação em 
termos de quantidade de moléculas e a pressão não exercerá nenhuma influência 
sobre o deslocamento do equilíbrio dessa reação.
Observe a Figura 5:
Tempo
Pr
es
sã
o (
at
m
)
0
0,0
0,2
0,4
0,6
0,8
1,0
C
A
B
Figura 5 – Expressão de equilíbrio químico em uma reação gasosa
Fonte: https://goo.gl/3svs7e
Variação de Temperatura e 
Equilíbrio Químico
Na aproximação do estado de equilíbrio químico, uma espécie de competição 
entre a reação direta e a reação reversa faz com que o equilíbrio químico seja atin-
gido quando as velocidades das duas reações forem igualadas. 
Uma quantidade termodinâmica conhecida por “energia livre de Gibbs (G)” é a 
grande responsável, em teoria, pelo alcance do equilíbrio. 
14
15
Em termos termodinâmicos, a variação de energia livre de Gibbs é:
∆G G Gprodutos reagentes= −
do Sistema é escrita em temos de outras grandezas termodinâmicas:
∆ ∆ ∆G H T S= −
em que ∆H é a variação de entalpia, ∆S é a variação da entropia e T é a tem-
peratura absoluta. Sempre que ∆G for igual a zero, o Sistema atingirá o equilíbrio. 
Resumindo, se soubermos como se comportam os fatores que afetam o equilí-
brio químico, tais como, a temperatura, por exemplo, em tese, será possível con-
trolá-los de forma a conseguir uma situação que permita favorecer o aumento do 
rendimento dos produtos, desde que se queira fazer isso. Daí sua importância na 
Química e nos processos industriais.
Com as reações reversíveis, reagentes são consumidos na formação de produtos 
e produtos convertidos em reagentes, até que ocorra o equilíbrio da reação, em que 
as velocidades nos dois sentidos se igualam. 
Isso ocorre porque, segundo o princípio de Le Chatelier, se um Sistema em 
equilíbrio sofrer alguma perturbação de temperatura, por exemplo, o Sistema 
tende a se deslocar no sentido de minimizar essa perturbação.
Assim, a reação endotérmica absorve o calor, minimizando os efeitos do aumen-
to no equilíbrio.
Quando a temperatura é aumentada, a constante de equilíbrio do Sistema (Kc), 
é alterada, pois quanto maior a quantidade de NO formado, mais aumenta a sua 
concentração e, consequentemente, o valor de Kc também aumentará.
Resumo: O Princípio de Le Chatelier e o 
Equilíbrio Químico
O Princípio de Le Chatelier pode ser aplicado em sistemas fechados de 
equilíbrios dinâmicos: “Quando um sistema em equilíbrio é submetido a uma força 
(perturbação), ele tenderá a se reajustar, reagindo de maneira a minimizar o efeito 
desta força” (BROWN, 2014, p. 533-60). 
Pode-se dizer que: 
a) A mudança no Sistema, com o aumento de concentração de um 
componente, ocorre com o consumo desse componente, até que 
haja um novo estado de equilíbrio;
b) Com o aumento de temperatura, ocorre uma transformação, com a 
absorção de calor, fazendo diminuir a temperatura do Sistema; 
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UNIDADE Princípios de Le Châtelier
c) Com a diminuição de volume (aumenta a pressão) de uma mistura gasosa, 
aumenta o número de moléculas por unidade de volume e, ao contrário, 
a diminuição do número de moléculas diminui a pressão do Sistema.
a) O efeito da concentração
Quadro 1
Reagente
Aumenta concentração A reação se desloca no sentido de produto R P→
Produto
Aumenta concentração A reação se desloca no sentidode reagentes R P←
Reagente
Diminuição de concentração de reagente A reação se desloca no sentido de reagentes R P←
Produto
Diminuição de concentração de produto A reação se desloca no sentido de produto R P→
Fonte: elaborado pela própria autora
b) O efeito da pressão
Quadro 2
Reagente
Aumento do número de mol de reagente Aumento da pressão R P←
Produto
Aumento do número de mol de reagente Diminuição da pressão R P→
Reagente
Diminuição de concentração de reagente A reação se desloca no sentido de reagentes R P←
Produto
Diminuição de concentração de produto A reação se desloca no sentido de produto R P→
Fonte: elaborado pela própria autora
c) O efeito da temperatura – Reações exotérmicas
Quadro 3
Aumento da temperatura Deslocamento no sentido de reagente R P←
Diminuição da temperatura Deslocamento no sentido de produto R P→
Fonte: elaborado pela própria autora
c) O efeito da temperatura – Reações endotérmicas
Quadro 4
Aumento da temperatura Deslocamento no sentido de produto R P→
Diminuição da temperatura Deslocamento no sentido de reagente R P←
Fonte: elaborado pela própria autora
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O Ph de Substâncias
Os ácidos, segundo Arrhenius, são substâncias que, ao reagir com água, sofrem 
ionização, formando o íon hidrônio (H3 O
+
aq). 
E bases são substâncias que, em meio aquoso, sofrem dissociação iônica, 
liberando ânion hidroxila (OH-aq).
A constante de equilíbrio da água a 25 ºC é dada pela expressão:
KW = ⋅
−
1 10
14
Para se descobrir se a substância é ácida ou básica, utiliza-se a expressão:
pH H= −  
+log
pOH OH= −  
−log
onde:
pH = potencial hidrogeniônico
co H Hlog log+[ ] = − +[ ]
pH H= − +[ ]log ,
em que [H+] = 10-pH, em mol/L .
− +[ ]⋅ −[ ]( ) = − ⋅ −log log ,H OH 1 0 10 14
− +[ ]− −[ ] =log logH OH 14
pH pOH+ =14
A tabela Escala de pH ilustra diferentes substâncias e seus respectivos pH:
Escala de pH. Acesse em: https://goo.gl/yXA9wi.
Ex
pl
or
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UNIDADE Princípios de Le Châtelier
Constante de Acidez e Basicidade
Para o Ka, calcula-se da mesma forma que as demais constantes.
Exemplo:
HCl H O H Claq l aq aq( ) ( ) ( )
+
( )
−+ ↔ +2
k
H CL
HCLa
aq
aq
aq=



  
 
+ −
k
K OH
KOHb
=
   
[ ]
+ −
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Material Complementar
Indicações para saber mais sobre os assuntos abordados nesta Unidade:
 Livros
Físico-química – Fundamentos
ATKINS, P. Físico-química – Fundamentos. 3.ed. São Paulo: LTC, 2003.
Físico-química: para as ciências químicas e biológicas
CHANG, R. Físico-química: para as ciências químicas e biológicas. São Paulo: McGraw-
Hill, 2010.
Química total
COVRE, Geraldo José. Química total. São Paulo: FDT, 2001. 664 p.
Química e reações químicas
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química e reações químicas. 4.ed. Rio de Janeiro: LTC, 
2002.
Química, um curso universitário
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J. Química, um curso universitário. 4.ed. Tradução 
de Koiti Araki; Denise de Oliveira Silva; Flávio Massao Matsumoto. São Paulo: Edgard 
Blücher, 1995. 582 p.
Físico-Química
MOORE, Walter John. Físico-Química. São Paulo: Edgard Blücher, 1976. v. 1.
Práticas de físico-química
RANGEL, R. N. Práticas de físico-química. 3.ed.rev.ampl. São Paulo: Edgard Blücher, 
2006. 316 p.
REVISTA Química Nova
REVISTA Química Nova, 2010, 2013 e 2016.
Química Geral
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 1 e 2.
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UNIDADE Princípios de Le Châtelier
Referências
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e 
o meio ambiente. Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, LeMay, Bursten. Química – a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2014.
CASTELLAN, G. W. Fundamentos de físico-química. 3.ed. Rio de Janeiro: 
LTC, 1986.
MASTERTON, W. L.; SLOWINSKI, E. J.; STANITSKI, C. L. Princípios de 
Química. 6.ed. Rio de Janeiro: LTC 1990. 
RUSSEL, J. B. Química Geral. 2.ed. São Paulo: Makron Books, 1994. v. 1 e 2.
20