Aula 6 - equilibrio químico (1)

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Equilíbrio químico
QUÍMICA A - QUI09677
Aula 6
José Guilherme Aquino Rodrigues
Prof. Dr. Zeca
17/05/2023 1
 Sabemos que uma reação química atinge o estado de equilíbrio quando as 
concentrações de reagentes e produtos não mudam com o tempo;
 Isso só ocorre porque a reação é reversível; 
Conceito de equilíbrio
N2O4(g) 2NO2(g)
incolor marrom
2
 Isso só ocorre porque a reação é reversível;
A amostra de 
N2O4 congelado é 
quase incolor 3
Conceito de equilíbrio
 Isso só ocorre porque a reação é reversível;
Depois de aquecido, o 
N2O4 torna-se um gás e se 
dissocia parcialmente para 
formar NO2(g) marrom
4
Conceito de equilíbrio
 Isso só ocorre porque a reação é reversível;
A cor para de 
mudar, e o equilíbrio 
é atingido: 
Velocidade da reação 
N2O4(g) 2NO2(g) =
Velocidade da reação 
2NO2(g) N2O4(g)
Reação direta Reação inversa
5
Conceito de equilíbrio
Velocidade da reação 
N2O4(g) 2NO2(g) =
Velocidade da reação 
2NO2(g) N2O4(g)
Reação direta Reação inversa
Velocidaded α [N2O4] Velocidadei α [NO2]
2
Velocidaded = [N2O4]kd Velocidadei = [NO2]
2ki
[N2O4]kd [NO2]
2ki=
6
Conceito de equilíbrio
Reação direta Reação inversa
[NO2]
2
[N2O4]
=
kd
ki
= constante
7
Conceito de equilíbrio
 A partir do exemplo visto, podemos aprender algumas lições 
importantes sobre o equilíbrio:
1. No equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos não 
sofrem variação com o tempo;
2. Para que o equilíbrio ocorra, nem reagentes, nem produtos, 
podem escapar do sistema;
3. No equilíbrio, uma determinada razão entre os termos de 
concentração é igual a uma constante;
8
Conceito de equilíbrio
Tempo
C
o
n
c
e
n
tr
a
ç
ã
o
0
N2O4
NO2
Equilíbrio 
atingido
Tempo
V
e
lo
c
id
a
d
e
0
kd[N2O4]
ki[NO2]
2
Equilíbrio 
atingido
(as velocidade 
são iguais)
⇀↽N2O4(g) 2NO2(g)
9
Conceito de equilíbrio
 Uma reação na qual os reagentes se convertem em produtos e 
produtos se convertem em reagentes no mesmo recipiente de 
reação leva, naturalmente, a um equilíbrio, independentemente 
de quão complicada seja a reação e a natureza dos processos 
cinéticos das reações direta e inversa;
 A lei de ação das massas expressa, para toda e qualquer 
reação, a relação entre as concentrações de reagentes e 
produtos presentes no equilíbrio. Suponha que tenhamos a 
equação de equilíbrio geral:
⇀↽aA dD+ bB + eE 10
Constante de equilíbrio
 De acordo com a lei de ação das massas, a condição de 
equilíbrio é descrita pela seguinte expressão:
 Chamamos essa relação de expressão da constante de equilíbrio, 
ou simplesmente expressão de equilíbrio da reação;
 A constante de equilíbrio (Kc) é o valor numérico obtido quando 
substituímos concentrações em quantidade de substância no 
equilíbrio na expressão da constante de equilíbrio;
Kc =
[D]d [E]e
[A]a [B]b
produtos
reagentes
11
Constante de equilíbrio
Escreva a expressão de equilíbrio para Kc das seguintes reações:
(a) 2O3(g) ⇌ 3O2(g)
(b) 2NO(g) + Cl2(g) ⇌ 2NOCl(g)
(c) Ag+(aq) + 2NH3(aq) ⇌ Ag(NH3)2(aq)
+
Podemos escrever cada expressão aplicando a lei de ação das 
massas, com um quociente com termos de concentração do 
produto no numerador e os termos de concentração do 
reagente no denominador;
Cada termo de concentração é elevado à potência do seu 
coeficiente na equação química balanceada;
12
Constante de equilíbrio
Escreva a expressão de equilíbrio para Kc das seguintes reações:
(a) 2O3(g) ⇌ 3O2(g)
(b) 2NO(g) + Cl2(g) ⇌ 2NOCl(g)
(c) Ag+(aq) + 2NH3(aq) ⇌ Ag(NH3)2(aq)
+
Kc =
[O2]
3
[O3]
2
Kc =
[NOCl]2
[NO]2 [Cl2]
Kc=
[Ag+] [NH3]
2
[Ag(NH3)2]
+
13
Constante de equilíbrio
 Quando reagentes e produtos em uma reação química são 
gases, podemos formular a expressão da constante de 
equilíbrio em termos de pressões parciais;
 Quando as pressões parciais em atmosferas são usadas na 
expressão, denotamos a constante de equilíbrio Kp (em que 
o subscrito p representa a pressão);
Kp =
(PD)
d(PE)
e
(PA)
a(PB)
b
14
Constante de equilíbrio
 É possível calcular Kp a partir de Kc usando a equação do gás ideal:
P V = n R T
15
Constante de equilíbrio
 É possível calcular Kp a partir de Kc usando a equação do gás ideal:
P
V
=
n
R T
 Para a substância A na nossa reação genérica
⇀↽aA dD+ bB + eE
observamos que
PA V
=
nA
RT =[A] RT
16
Constante de equilíbrio
 Quando substituímos essa equação e expressões semelhantes para 
os outros componentes gasosos da reação na equação
obtemos uma expressão geral que relaciona Kp e Kc:
Kp =
(PD)
d(PE)
e
(PA)
a(PB)
b
17
Constante de equilíbrio
Kp =
(PD)
d(PE)
e
(PA)
a(PB)
b
([D]RT)d ([E]RT)e
([A]RT)a ([B]RT)b
Kp =
[D]d [E]e
[A]a [B]b
Kp =
(RT)d (RT)e
(RT)a (RT)b
18
Constante de equilíbrio
[D]d [E]e
[A]a [B]b
Kp =
(RT)d(RT)e
(RT)a (RT)b
an am = an+m
an
am
= an−m
Kp = Kc
(RT)
(RT)(a+b)
(d+e)
19
Constante de equilíbrio
Kp = Kc (RT)
[(d+e) (a+b)]−
Kp = Kc (RT)
∆n
 A quantidade Δn representa a variação na quantidade de 
substância, em mols, de gás na equação química balanceada, 
que é igual à soma dos coeficientes dos produtos gasosos 
menos a soma dos coeficientes dos reagentes gasosos;
Δn =
(mols de produtos 
gasosos) −
(mols de reagentes 
gasosos) 20
Constante de equilíbrio
Para o processo Haber,
A relação entre Kc e Kp é dada pela equação:
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kc = 9,60 a 300 °C. Calcule Kp para essa reação à temperatura 
citada.
Kp = Kc (RT)
∆n
Para aplicar essa equação, devemos determinar ∆n
comparando a quantidade de substância do produto 
com a quantidade de substância do reagentes;
21
Constante de equilíbrio
Para o processo Haber,
Como temos 2 mols de produto gasoso (2NH3) e 4 mols de 
reagente gasoso (1N2 + 3H2):
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kc = 9,60 a 300 °C. Calcule Kp para essa reação à temperatura 
citada.
∆n = 2 − 4 = −2
A temperatura é 300 + 273 = 573 K;
O valor da constante do gás ideal (R) é 0,08206 atm L mol−1 K−1;
22
Constante de equilíbrio
Para o processo Haber,
Com base em Kc = 9,60, obtemos:
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kc = 9,60 a 300 °C. Calcule Kp para essa reação à temperatura 
citada.
Kp = Kc (RT)
∆n
Kp = 9,60 (0,08206 × 573)
−2
Kp = 4,34 × 10
−3 23
Constante de equilíbrio
 Cabe ressaltar que a constante de equilíbrio está relacionada 
à cinética de uma reação e à termodinâmica;
 Assim, as constantes de equilíbrio derivadas de medidas 
termodinâmicas são definidas em termos de atividades em 
vez de concentrações ou pressões parciais;
 A atividade de qualquer substância em uma mistura ideal é a 
razão entre a concentração ou a pressão da substância, e 
uma concentração de referência (1 M) ou uma pressão de 
referência (1 atm). As unidades de tais razões sempre se 
cancelam; 24
Constante de equilíbrio
A atividade de qualquer substância em uma mistura ideal é a 
razão entre a concentração ou a pressão da substância, e 
uma concentração de referência (1 M) ou uma pressão de 
referência (1 atm). As unidades de tais razões sempre se 
cancelam;
 Como resultado, as constantes de equilíbrio termodinâmico 
derivadas das atividades também não têm unidades;
25
Constante de equilíbrio
⇀↽
 A magnitude da constante de equilíbrio de uma reação fornece 
informações importantes sobre a composição da mistura em 
equilíbrio;
 Em geral:
Se K >> 1 (K grande): o equilíbrio está deslocado à direita e os 
produtos predominam;
Reagentes Produtos
26
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
⇀↽Reagentes Produtos
 Em geral:
Se K << 1 (K pequeno): o equilíbrio está deslocado à esquerda 
e os reagentes predominam;
27
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
 A constante de equilíbrio de uma reação na direção inversa é 
igual o inverso (ou recíproco) da constante de equilíbrio da 
reação na direção direta:
⇀↽A D+ B + E
K1
⇀↽D A+ E + B
1 K1K =
28
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio A constante de equilíbrio de uma reação que foi multiplicada 
por um número é igual à constante de equilíbrio original 
elevada a uma potência igual a esse número:
⇀↽A D+ B + E
K1
⇀↽nA nD+ nB + nE
K = K1
n
29
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
 A constante de equilíbrio de uma reação global que é resultado 
do somatório de duas ou mais reações é igual ao produto das 
constantes de equilíbrio das reações individuais:
⇀↽ C + D K1
⇀↽ G+ A K2
+
⇀↽ D + G K3 = K1 K2
+ B
+ F
+ F
A
C
B
30
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
Dadas as reações
HF(aq) ⇌ H+(aq) + F−(aq)
H2C2O4(aq) ⇌ 2H
+(aq) + C2O4(aq)
−
Kc1 = 6,8 × 10
−4
Kc2 = 3,8 × 10
−6
determine o valor de Kc da reação
2HF(aq) + C2O4 (aq) ⇌ 2F
−(aq) + H2C2O4(aq) 
2−
Não podemos simplesmente somar as duas equações para 
obter a terceira;
Em vez disso, precisamos determinar como manipular essas 
equações para chegar a equações que podemos somar para 
obter a equação desejada; 31
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
Se multiplicarmos a primeira equação por 2 e fizermos a 
alteração correspondente a sua constante de equilíbrio 
(elevando a segunda potencia), obtemos:
(Kc1)
2⇀↽2HF(aq) 2H+(aq) + 2F−(aq) = (6,8 × 10−4)2 = 4,6 × 10−7
Dadas as reações
HF(aq) ⇌ H+(aq) + F−(aq)
H2C2O4(aq) ⇌ 2H
+(aq) + C2O4(aq)
−
Kc1 = 6,8 × 10
−4
Kc2 = 3,8 × 10
−6
determine o valor de Kc da reação
2HF(aq) + C2O4 (aq) ⇌ 2F
−(aq) + H2C2O4(aq) 
2−
Kc1́ =
32
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
Ao inverter a segunda equação e fazer novamente a 
alteração correspondente a sua constante de equilíbrio 
(assumindo o recíproco), obtemos:
(Kc2)
−1⇀↽2H+(aq) H2C2O4(aq)+ =
3,8 × 10−6
= 2,6 × 105
Dadas as reações
HF(aq) ⇌ H+(aq) + F−(aq)
H2C2O4(aq) ⇌ 2H
+(aq) + C2O4(aq)
−
Kc1 = 6,8 × 10
−4
Kc2 = 3,8 × 10
−6
determine o valor de Kc da reação
2HF(aq) + C2O4 (aq) ⇌ 2F
−(aq) + H2C2O4(aq) 
2−
C2O4 (aq)
2− 1Kc2́ =
33
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
34
Agora, temos duas equações que podem ser somadas para 
resultar na equação global, possibilitando a multiplicação dos 
valores de Kc individuais para chegar à constante de equilíbrio 
desejada;
Dadas as reações
HF(aq) ⇌ H+(aq) + F−(aq)
H2C2O4(aq) ⇌ 2H
+(aq) + C2O4(aq)
−
Kc1 = 6,8 × 10
−4
Kc2 = 3,8 × 10
−6
determine o valor de Kc da reação
2HF(aq) + C2O4 (aq) ⇌ 2F
−(aq) + H2C2O4(aq) 
2−
34
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
⇀↽
Dadas as reações
HF(aq) ⇌ H+(aq) + F−(aq)
H2C2O4(aq) ⇌ 2H
+(aq) + C2O4(aq)
−
Kc1 = 6,8 × 10
−4
Kc2 = 3,8 × 10
−6
determine o valor de Kc da reação
2HF(aq) + C2O4 (aq) ⇌ 2F
−(aq) + H2C2O4(aq) 
2−
Kc1⇀↽2HF(aq) 2H+(aq) + 2F−(aq) = 4,6 × 10−7
⇀↽2H+(aq) H2C2O4(aq)+ C2O4 (aq)2− Kc2 = 2,6 × 105
+
2HF(aq) + C2O4 (aq)
2− 2F−(aq) + H2C2O4(aq) Kc3 = (4,6 × 10−7) (2,6 × 105)
Kc3 = 0,12
´
´
35
Entendendo e trabalhando com constantes de equilíbrio
Muitos equilíbrios envolvem substâncias que estão todas na 
mesma fase. Tais equilíbrios são chamados de equilíbrios 
homogêneos;
 Porém, em alguns casos, as substâncias em equilíbrio estão em 
diferentes fases, dando origem a equilíbrios heterogêneos;
 De maneira mais geral, pode-se afirmar que, sempre que um 
sólido ou um líquido puro está envolvido em um equilíbrio 
heterogêneo, sua concentração não está incluída na 
expressão da constante de equilíbrio; 
36
Equilíbrios heterogêneos
 Isso se deve a duas razões: 
A concentração de um sólido ou de um líquido puro tem um 
valor constante;
A atividade de qualquer líquido ou sólido puro é sempre 1;
 A decomposição de carbonato de cálcio (CaCO3) é um bom 
exemplo para isso: 
⇀↽ CaO(s)CaCO3(s) + CO2(g)
37
Equilíbrios heterogêneos
 A decomposição de carbonato de cálcio (CaCO3) é um bom 
exemplo para isso: 
⇀↽ CaO(s)CaCO3(s) + CO2(g)
Ao omitir as concentrações dos sólidos com base na expressão 
da constante de equilíbrio, temos:
Kc =
[CaO] [CO2]
[CaCO3]
1
1
= [CO2]
38
Equilíbrios heterogêneos
⇀↽ CaO(s)CaCO3(s) + CO2(g)
Ao omitir as concentrações dos sólidos com base na expressão 
da constante de equilíbrio, temos:
Kp =
PCaO
1
1
=
PCO2
PCaCO3
PCO2
39
Equilíbrios heterogêneos
↽
Grande quantidade 
de CaCO3, pequena 
quantidade de CaO, 
pressão do gás P
⇀ CaO(s)CaCO3(s) + CO2(g)
40
Equilíbrios heterogêneos
Pequena quantidade 
de CaCO3, grande 
quantidade de CaO, 
pressão do gás P
⇀↽ CaO(s)CaCO3(s) + CO2(g)
41
Equilíbrios heterogêneos
 Quando um solvente representa um reagente ou um produto no equilíbrio, sua 
concentração é omitida na expressão da constante de equilíbrio desde que as 
concentrações de reagentes e produtos sejam baixas, de modo que o solvente representa 
essencialmente uma substância pura;
 Aplicando essa regra a um equilíbrio que envolve a água como solvente, 
⇀↽ OH−(aq)H2O(l) + HCO3(aq)−+ CO3 (aq)2−
42
Equilíbrios heterogêneos
 Aplicando essa regra a um equilíbrio que envolve a água como 
solvente, 
⇀↽ OH−(aq)H2O(l) + HCO3(aq)−+ CO3 (aq)2−
resulta em uma expressão da constante de equilíbrio que não 
contém [H2O]:
Kc =
[OH−]
1
=
[H2O]
[HCO3]
−
[CO3 ]
2−
[OH−][HCO3]
−
[CO3 ]
2−
43
Equilíbrios heterogêneos
Muitas vezes, não sabemos as concentrações de equilíbrio de todas as espécies em uma 
mistura em equilíbrio;
 No entanto, a partir do conhecimento das concentrações inicial e no equilíbrio de pelo 
menos uma espécie, geralmente podemos usar a estequiometria da reação para deduzir 
as concentrações no equilíbrio das demais espécies;
 Para fazer isso, as seguintes etapas descrevem o procedimento:
1. Tabele todos os valores conhecidos de concentrações iniciais e no equilíbrio das 
espécies que aparecem na expressão da constante de equilíbrio;
44
Cálculo das constantes de equilíbrio
 Para fazer isso, as seguintes etapas descrevem o procedimento:
2. Para aquelas espécies para as quais as concentrações iniciais e no equilíbrio são 
conhecidas, calcule as variações de concentração que ocorrem à medida que o sistema 
atinge o equilíbrio;
3. Utilize a estequiometria da reação (isto é, os coeficientes na equação química 
balanceada) para calcular as variações na concentração de todas as outras espécies na 
expressão da constante de equilíbrio;
45
Cálculo das constantes de equilíbrio
 Para fazer isso, as seguintes etapas descrevem o procedimento:
4. Utilize as concentrações iniciais da etapa 1 e as variações na concentração da etapa 3
para calcular quaisquer concentrações no equilíbrio não tabeladas na etapa 1;
5. Determine o valor da constante de equilíbrio.
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
46
Cálculo das constantes de equilíbrio
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Com base nas concentrações iniciais de H2 e I2 e na concentração do HI no equilíbrio, 
devemos calcular a constante de equilíbrio Kc para a reação;
1. Tabelamos as concentrações inicial e de equilíbrio de quantas espécies for possível. 
Também deixamos espaço na tabela para listar as alterações nas concentrações;
47
Cálculo das constantes de equilíbrio
1. Tabelamos as concentrações inicial e de equilíbrio de 
quantas espécies for possível. Também deixamos espaço na 
tabela para listar as alterações nas concentrações;
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
1,000 × 10−3 2,000 × 10−3 0
1,87 × 10−3
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrioe, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
48
Cálculo das constantes de equilíbrio
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
1,000 × 10−3 2,000 × 10−3 0
1,87 × 10−3
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
2. Calculamos a variação na concentração de HI, que é a diferença 
entre as concentrações de equilíbrio e dos valores iniciais:
Variação na [HI] = 1,87 × 10−3 M − 0 = 1,87 × 10−3 M
+1,87 × 10−3
49
Cálculo das constantes de equilíbrio
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
1,000 × 10−3 2,000 × 10−3 0
1,87 × 10−3
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
3. Usamos os valores dos coeficientes da equação balanceada, para 
relacionarmos com a variação na [HI] com as variações na [H2] e [I2]: 
+1,87 × 10−3
1,87 × 10−3 
mol de HI
L
1 mol de H2
2 mol de HI
× = 0,935 × 10−3 
mol de H2
L
−0,935 × 10−3
50
Cálculo das constantes de equilíbrio
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
1,000 × 10−3 2,000 × 10−3 0
1,87 × 10−3
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
3.
+1,87 × 10−3
1,87 × 10−3 
mol de HI
L
1 mol de I2
2 mol de HI
× = 0,935 × 10−3 
mol de I2
L
−0,935 × 10−3 −0,935 × 10−3
51
Cálculo das constantes de equilíbrio
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
1,000 × 10−3 2,000 × 10−3 0
1,87 × 10−3
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
4. Calculamos as concentrações do H2 e do I2 no equilíbrio usando 
concentrações iniciais e variações na concentração:
+1,87 × 10−3−0,935 × 10−3 −0,935 × 10−3
[H2] = 1,000 × 10
−3 M − 0,935 × 10−3 M = 0,065 × 10−3 M
0,065 × 10−3
52
Cálculo das constantes de equilíbrio
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
1,000 × 10−3 2,000 × 10−3 0
1,87 × 10−3
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
4.
+1,87 × 10−3−0,935 × 10−3 −0,935 × 10−3
[I2] = 2,000 × 10
−3 M − 0,935 × 10−3 M = 1,065 × 10−3 M
0,065 × 10−3 1,065 × 10−3
53
Cálculo das constantes de equilíbrio
54
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
Concentração inicial (M)
Variação na concentração (M)
Concentração no equilíbrio (M)
1,000 × 10−3 2,000 × 10−3 0
1,87 × 10−3
Um sistema fechado, inicialmente contendo H2 1,000 × 10
−3
M e I2 2,000 × 10
−3 M a 448 °C, atinge o equilíbrio e, nesse 
equilíbrio, a concentração do HI é 1,87 × 10−3 M. Calcule o 
Kc a 448 °C para a seguinte reação: 
5. Finalmente, aplicamos a expressão da constante de equilíbrio:
+1,87 × 10−3−0,935 × 10−3 −0,935 × 10−3
0,065 × 10−3 1,065 × 10−3
Kc =
[HI]2
[H2] [I2]
=
(1,87 × 10−3)2
(0,065 × 10−3) (1,065 × 10−3)
= 51
54
Cálculo das constantes de equilíbrio
 A constante de equilíbrio também nos permite:
Prever a direção em que uma mistura reacional atinge o equilíbrio; 
Calcular as concentrações de reagentes e produtos no equilíbrio; 
 Para prever a direção, determinamos o quociente da reação; 
55
Aplicações das constantes de equilíbrio
 O quociente de reação em termos de concentrações (Qc) em quantidade de substância é:
 O quociente de reação (Q) é um número obtido a partir da substituição de concentrações 
de reagentes e produtos, ou pressões parciais, em qualquer ponto de uma reação na 
expressão da constante de equilíbrio;
 Portanto, para a reação geral:
⇀↽aA dD+ bB + eE
56
Aplicações das constantes de equilíbrio
 O quociente de reação em termos de concentrações (Qc) em quantidade de substância 
é:
Qc =
[D]d [E]e
[A]a [B]b
57
Aplicações das constantes de equilíbrio
 Para determinar se estamos em equilíbrio ou em qual direção a reação segue até atingir 
o equilíbrio, comparamos os valores de Qc e Kc ou Qp e Kp:
1. Q < K: a concentração dos produtos é muito pequena e a de reagentes é muito grande. A 
reação atinge o equilíbrio mediante a formação de mais produtos; prosseguindo da 
esquerda para a direita;
Q
K
No equilíbrio
A reação ocorre 
para formar mais 
produto 58
Aplicações das constantes de equilíbrio
2. Q = K: o quociente da reação é igual à constante de equilíbrio apenas se o sistema 
estiver em equilíbrio; 
Q
K
No equilíbrio
Equilíbrio
59
Aplicações das constantes de equilíbrio
3. Q > K: a concentração de produtos é muito grande e a de reagentes é muito pequena. A 
reação atinge o equilíbrio mediante a formação de mais reagentes; prosseguindo da 
direita para a esquerda.
Q
K
No equilíbrio
A reação 
ocorre para 
formar mais 
reagentes
60
Aplicações das constantes de equilíbrio
 Frequentemente, químicos precisam calcular as quantidades de reagentes e produtos 
presentes no equilíbrio em uma reação para a qual a constante de equilíbrio é conhecida;
 A abordagem na resolução de problemas como esse é semelhante à que usamos para 
avaliar constantes de equilíbrio;
 Geralmente, acabamos aplicando a expressão da constante de equilíbrio para derivar 
uma equação que deve ser resolvida para encontrarmos uma quantidade 
desconhecida;
61
Aplicações das constantes de equilíbrio
 Em muitas situações, sabemos o valor da constante de equilíbrio e as quantidades iniciais 
de todas as espécies. Devemos, então, resolver a equação para encontrar os valores de 
equilíbrio;
A 448 °C, a constante de equilíbrio Kc para a reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
é 50,5. Preveja a direção em que a reação ocorre para atingir o 
equilíbrio se começarmos com 2,0 × 10−2 mols de HI, 1,0 × 10−2
mols de H2 e 3,0 × 10
−2 mols de I2 em um recipiente de 2,00 L.
62
Aplicações das constantes de equilíbrio
A 448 °C, a constante de equilíbrio Kc para a reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
é 50,5. Preveja a direção em que a reação ocorre para atingir o 
equilíbrio se começarmos com 2,0 × 10−2 mols de HI, 1,0 × 10−2
mols de H2 e 3,0 × 10
−2 mols de I2 em um recipiente de 2,00 L.
A partir do volume e das quantidades de substância iniciais
das espécies em uma reação, devemos determinar em que 
direção a reação deve ocorrer para atingir o equilíbrio;
As concentrações iniciais são:
[HI] =
2,0 × 10−2 mol
2,00 L
= 1,0 × 10−2 M
63
Aplicações das constantes de equilíbrio
A 448 °C, a constante de equilíbrio Kc para a reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
é 50,5. Preveja a direção em que a reação ocorre para atingir o 
equilíbrio se começarmos com 2,0 × 10−2 mols de HI, 1,0 × 10−2
mols de H2 e 3,0 × 10
−2 mols de I2 em um recipiente de 2,00 L.
[HI] =
2,0 × 10−2 mol
2,00 L
= 1,0 × 10−2 M
[H2]=
1,0 × 10−2 mol
2,00 L
= 5,0 × 10−3 M
[I2] =
3,0 × 10−2 mol
2,00 L
= 1,5 × 10−2 M
64
Aplicações das constantes de equilíbrio
A 448 °C, a constante de equilíbrio Kc para a reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
é 50,5. Preveja a direção em que a reação ocorre para atingir o 
equilíbrio se começarmos com 2,0 × 10−2 mols de HI, 1,0 × 10−2
mols de H2 e 3,0 × 10
−2 mols de I2 em um recipientede 2,00 L.
O quociente de reação é, portanto:
Qc =
[HI]2
[H2] [I2]
=
(1,00 × 10−2)2
(5,0 × 10−3) (1,5 × 10−2)
= 1,3
65
Aplicações das constantes de equilíbrio
A 448 °C, a constante de equilíbrio Kc para a reação: 
H2(aq) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
é 50,5. Preveja a direção em que a reação ocorre para atingir o 
equilíbrio se começarmos com 2,0 × 10−2 mols de HI, 1,0 × 10−2
mols de H2 e 3,0 × 10
−2 mols de I2 em um recipiente de 2,00 L.
Como Qc (1,3) < Kc (50,5), para atingir o equilíbrio, a 
concentração de HI deve aumentar e as concentrações de H2 e 
I2 devem diminuir; a reação ocorre da esquerda para a direita 
para alcançar o equilíbrio;
H2(aq) + ⇀↽I2(g) 2HI(g) 66
Aplicações das constantes de equilíbrio
Para o processo Haber,
Podemos definir Kp como sendo igual à expressão da 
constante de equilíbrio e substituir nas pressões parciais 
que conhecemos;
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kp = 1,45 × 10
−5, a 500 °C. Em uma mistura em equilíbrio dos 
três gases a 500 °C, a pressão parcial do H2 é 0,928 atm e a 
do N2 é 0,432 atm. Qual é a pressão parcial de NH3 nessa 
mistura no equilíbrio?
Então, podemos resolver a equação para encontrar o único 
valor desconhecido;
67
Aplicações das constantes de equilíbrio
Para o processo Haber,
Tabelamos as pressões de equilíbrio;
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kp = 1,45 × 10
−5, a 500 °C. Em uma mistura em equilíbrio dos 
três gases a 500 °C, a pressão parcial do H2 é 0,928 atm e a 
do N2 é 0,432 atm. Qual é a pressão parcial de NH3 nessa 
mistura no equilíbrio?
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Pressão de equilíbrio (atm) 0,432 0,928 x
Como não sabemos a pressão de NH3 no equilíbrio, ela é 
representada como um “x”;
68
Aplicações das constantes de equilíbrio
Para o processo Haber,
No equilíbrio, as pressões devem satisfazer a expressão da 
constante de equilíbrio:
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kp = 1,45 × 10
−5, a 500 °C. Em uma mistura em equilíbrio dos 
três gases a 500 °C, a pressão parcial do H2 é 0,928 atm e a 
do N2 é 0,432 atm. Qual é a pressão parcial de NH3 nessa 
mistura no equilíbrio?
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Pressão de equilíbrio (atm) 0,432 0,928 x
Kp =
(PNH )
2
PN (PH )
3
=
x2
(0,432) (0,928)3
= 1,45 × 10−53
2 2
69
Aplicações das constantes de equilíbrio
(1,45 × 10−5) 
Para o processo Haber,
Reorganizando a equação para calcular x:
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kp = 1,45 × 10
−5, a 500 °C. Em uma mistura em equilíbrio dos 
três gases a 500 °C, a pressão parcial do H2 é 0,928 atm e a 
do N2 é 0,432 atm. Qual é a pressão parcial de NH3 nessa 
mistura no equilíbrio?
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Pressão de equilíbrio (atm) 0,432 0,928 x
x2 (0,432) (0,928)3= 1,45 × 10−5
x2 5,01 × 10−6= x 5,01 × 10−6= 2,24 × 10−3 atm= 70
Aplicações das constantes de equilíbrio
Para o processo Haber,
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Kp = 1,45 × 10
−5, a 500 °C. Em uma mistura em equilíbrio dos 
três gases a 500 °C, a pressão parcial do H2 é 0,928 atm e a 
do N2 é 0,432 atm. Qual é a pressão parcial de NH3 nessa 
mistura no equilíbrio?
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Pressão de equilíbrio (atm) 0,432 0,928 x
= 2,24 × 10−3 atmPNH 3
71
Aplicações das constantes de equilíbrio
 Quando as concentrações de espécies na reação são alteradas, o equilíbrio se desloca
até que um novo estado de balaceamento seja atingido;
Mas afinal, o que significa esse deslocamento? 
Significa que as concentrações de reagentes e produtos 
mudam ao longo do tempo para se adaptar à nova 
situação; 
Deslocamento não quer dizer que a constante de equilíbrio 
em si é alterada; a constante de equilíbrio permanece 
igual; 72
Princípio de Le Châtelier
Henri-Louis Le Châtelier
(1850-1936) 
“Se um sistema em equilíbrio 
for perturbado por uma alteração na 
concentração, na pressão ou na temperatura, 
o sistema deslocará a sua posição de 
equilíbrio, opondo-se ao efeito da 
perturbação”
73
Princípio de Le Châtelier
⇀↽
Se uma substância for adicionada a um sistema em equilíbrio, 
o sistema reage para consumir um pouco da substância;
 Concentração: adicionar ou remover um reagente ou produto;
+
Equilíbrio inicial
74
Princípio de Le Châtelier
⇀↽
Se uma substância for adicionada a um sistema em equilíbrio, 
o sistema reage para consumir um pouco da substância;
 Concentração: adicionar ou remover um reagente ou produto;
+
Reagente adicionada 
75
Princípio de Le Châtelier
⇀↽
Se uma substância for adicionada a um sistema em equilíbrio, 
o sistema reage para consumir um pouco da substância;
 Concentração: adicionar ou remover um reagente ou produto;
+
Equilíbrio restabelecido
Se uma substância for removida de um sistema em equilíbrio, o 
sistema reage para produzir mais daquela substância;
Equilíbrio inicial
76
Princípio de Le Châtelier
⇀↽+
Produto removido
Se uma substância for removida de um sistema em equilíbrio, 
o sistema reage para produzir mais daquela substância;
77
Princípio de Le Châtelier
⇀↽+
Equilíbrio reestabelecido
Se uma substância for removida de um sistema em equilíbrio, 
o sistema reage para produzir mais daquela substância;
78
Princípio de Le Châtelier
 Portanto, se um sistema químico já estiver em equilíbrio e a 
concentração de qualquer substância presente na mistura 
for aumentada (reagente ou produto), o sistema reagirá para 
consumir um pouco dessa substância;
 Inversamente, se a concentração de uma substância diminuir, 
o sistema reagirá para produzir um pouco dessa substância;
 Tomemos como exemplo a reação de síntese de amônia:
⇀↽N2(g) 2NH3(g)+ 3H2(g) 79
Princípio de Le Châtelier
 Tomemos como exemplo a reação de síntese de amônia:
⇀↽N2(g) 2NH3(g)+ 3H2(g)
Tempo
P
re
s
s
ã
o
 p
a
rc
ia
l
N2
NH3
H2
Equilíbrio reestabelecidoEquilíbrio inicial H2
adicionado
80
Princípio de Le Châtelier
À temperatura constante, reduzir o volume 
de uma mistura gasosa em equilíbrio faz 
com que o sistema se desloque na 
direção que reduz a quantidade 
de substância do gás;
 Pressão: alterar a pressão por meio de uma alteração no volume;
= O2(g)
= H2(g)
2H2(g) ⇀O2(g) ↽+ 2H2O(g)
= H2O(g)
81
Princípio de Le Châtelier
À temperatura constante, reduzir o volume 
de uma mistura gasosa em equilíbrio faz 
com que o sistema se desloque na 
direção que reduz a quantidade de 
substância do gás;
 Pressão: alterar a pressão por meio de uma alteração no volume;
2H2(g) ⇀↽
= O2(g)
= H2(g)
= H2O(g)
O2(g) 2H2O(g)+ 82
Princípio de Le Châtelier
⇀↽
À temperatura constante, reduzir o volume 
de uma mistura gasosa em equilíbrio faz 
com que o sistema se desloque na 
direção que reduz a quantidade de 
substância do gás;
 Pressão: alterar a pressão por meio de uma alteração no volume;
2H2(g)
= O2(g)
= H2(g)
= H2O(g)
O2(g) 2H2O(g)+
= H2O(g)
83
Princípio de Le Châtelier
 Se um sistema que contém um ou mais gases estiver em 
equilíbrio e o seu volume for reduzido, aumentando a 
sua pressão total, o princípio de Le Châtelier indicará 
que o sistema responda deslocando a sua posição 
de equilíbrio para reduzir a pressão;
 Assim, à temperatura constante, reduzir o volume de uma 
mistura gasosa em equilíbrio faz com que o sistema se 
desloque na direção em que se reduz o número de 
moléculas do gás;
84
Princípio de Le Châtelier
 Variações nas concentrações ou nas pressões parciais 
deslocam o equilíbrio, sem alterar o valor da constante de 
equilíbrio;
 Por outro lado, quase todas as constantes de equilíbrio são 
alteradas por variações de temperatura;
 Em uma reação endotérmica (de absorção de calor), 
consideramos o calor um reagente, e em uma reação 
exotérmica (de liberação de calor), consideramos o 
calor um produto;
85
Princípio de Le Châtelier
Se a temperatura de um sistema em equilíbrio aumenta, o 
sistema reagirá como se um reagente fosse adicionado a uma 
reação endotérmica,ou um produto a uma reação 
exotérmica;
 Temperatura:
O equilíbrio se desloca na direção que consome o “reagente 
em excesso”, ou seja, calor;
Reação endotérmica
T aumentando
T diminuindo
⇀↽reagente produtos+ calor
K
86
Princípio de Le Châtelier
 Temperatura:
Reação exotérmica
T aumentando
T diminuindo
⇀↽reagente produtos + calor
K
87
Princípio de Le Châtelier
⇀↽4Cl−(aq) 6H2O(l) ∆H > 0Co(H2O)6 (aq)
2+
+ CoCl4 (aq)
2−
 Considere o equilíbrio estabelecido quando cloreto de cobalto(II) 
(CoCl2) é dissolvido em ácido clorídrico (HCl):
A temperatura ambiente 
a solução está violeta 
porque a quantidade de 
Co(H2O)6 e CoCl4 estão 
presentes
2+ 2−
+
88
Princípio de Le Châtelier
Calor
⇀↽4Cl−(aq) 6H2O(l) ∆H > 0Co(H2O)6 (aq)
2+
+ CoCl4 (aq)
2−
A solução está azul
porque aumentando a 
temperatura desloca o 
equilíbrio para favorecer 
a formação do íon 
CoCl4
2−
+
89
Princípio de Le Châtelier
CalorFrio
⇀↽4Cl−(aq) 6H2O(l) ∆H > 0Co(H2O)6 (aq)
2+
A solução está rosa 
porque a diminuição 
da temperatura
desloca o equilíbrio 
para favorecer a 
formação do íon 
Co(H2O)6
2+
+ CoCl4 (aq)
2−
+
90
Princípio de Le Châtelier
O percentual 
de NH3 aumenta 
com o aumento 
da pressão
O percentual 
de NH3 diminui 
com o aumento 
da temperatura
⇀↽N2(g) 2NH3(g)+ 3H2(g)
91
Princípio de Le Châtelier
 Um catalisador diminui a barreira de ativação entre reagentes e produtos;
 Um catalisador aumenta a velocidade com que o equilíbrio é atingido, mas não altera a 
composição da mistura no equilíbrio;
 As energias de ativação para as reações direta e inversa são reduzidas;
 Assim, o catalisador aumenta tanto a velocidade da reação direta quanto da inversa e 
não afeta o valor numérico de K;
92
Princípio de Le Châtelier
Percurso da reação
E
n
e
rg
ia
A
B
Estados de transição
A reação catalisada tem 
energia de ativação 
(Ea) mais baixa
Tempo
[B
]
[B]eq
As duas reações atingem a 
mesma mistura no equilíbrio, mas 
a reação catalisada alcança o 
equilíbrio mais rapidamente
Ea
Ea
93
Princípio de Le Châtelier
Considere o equilíbrio
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
Em que direção o equilíbrio se deslocará se (a) N2O4 for 
adicionado, (b) NO2 for removido, (c) a pressão for aumentada 
mediante a adição de N2(g), (d) o volume for aumentado, (e) a 
temperatura for diminuída?
∆H° = 58,0 kJ
O sistema vai se ajustar para diminuir a concentração de N2O4
adicionado, de modo que o equilíbrio se desloca para a 
direita, na direção dos produtos;
(a)
⇀↽⇀↽ 2NO2(g)N2O4(g)
94
Princípio de Le Châtelier
Considere o equilíbrio
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
Em que direção o equilíbrio se deslocará se (a) N2O4 for 
adicionado, (b) NO2 for removido, (c) a pressão for aumentada 
mediante a adição de N2(g), (d) o volume for aumentado, (e) a 
temperatura for diminuída?
∆H° = 58,0 kJ
O sistema vai se ajustar a remoção de NO2, deslocando-se 
para o lado que produz mais NO2; assim o equilíbrio 
desloca-se para a direita;
(b)
⇀↽ 2NO2(g)N2O4(g) ⇀↽
95
Princípio de Le Châtelier
Considere o equilíbrio
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
Em que direção o equilíbrio se deslocará se (a) N2O4 for 
adicionado, (b) NO2 for removido, (c) a pressão for aumentada 
mediante a adição de N2(g), (d) o volume for aumentado, (e) a 
temperatura for diminuída?
∆H° = 58,0 kJ
Adicionar N2 vai aumentar a pressão total do sistema, mas o N2
não está envolvido na reação. Portanto, as pressões parciais de 
NO2 e N2O4 não são alteradas, não ocorrendo nenhuma 
variação na posição de equilíbrio;
(c)
96
Princípio de Le Châtelier
Considere o equilíbrio
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
Em que direção o equilíbrio se deslocará se (a) N2O4 for 
adicionado, (b) NO2 for removido, (c) a pressão for aumentada 
mediante a adição de N2(g), (d) o volume for aumentado, (e) a 
temperatura for diminuída?
∆H° = 58,0 kJ
Se o volume for aumentado, o sistema desloca-se na direção 
que ocupa um volume maior (mais moléculas de gás); assim, o 
equilíbrio se desloca para a direita;
(d)
⇀↽ 2NO2(g)N2O4(g)
97
Princípio de Le Châtelier
Considere o equilíbrio
N2O4(g) ⇌ 2NO2(g)
Em que direção o equilíbrio se deslocará se (a) N2O4 for 
adicionado, (b) NO2 for removido, (c) a pressão for aumentada 
mediante a adição de N2(g), (d) o volume for aumentado, (e) a 
temperatura for diminuída?
∆H° = 58,0 kJ
A reação é endotérmica (∆H > 0), então, podemos imaginar o 
calor como um reagente; 
(e)
Diminuir a temperatura vai deslocar o equilíbrio na direção que 
produz calor, de modo que o equilíbrio se desloque para a 
esquerda, em direção à formação de mais N2O4; 
Cabe ressaltar que esse última variação também afeta K. 98
Princípio de Le Châtelier
• Obrigado.
• zecaufes@gmail.com
• 21967285386
99
15.2
15.8
15.10
15.20
15.22
15.38
15.44
15.56
mailto:zecaufes@gmail.com