Equilibrio Quimico

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Equilíbrio 
Químico
Embora Kc e Kp representem valores 
constantes à mesma temperatura, elas 
não são necessariamente iguais. 
A relação entre elas é dada 
considerando-se a equação de estado dos 
gases :
P. V = n. R. T
Relação entre Kc e Kp
2
Considere a reação abaixo:
N2O4 (g) ↔ 2NO2 (g)
Observe a relação entre Kc e Kp:
 Kc = [NO2]2 / [N2O4] Kp = 
(PNO2)2 / PN2O4
Aplicando a equação dos gases para NO2 e 
para N2O4:
PNO2 = n. R.T = [NO2] . R. T
 V
PN2O4 = n. R. T = [N2O4] . R. T
V
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Kp = (PNO2)2 / 
PN2O4
PNO2 = n. R.T = 
[NO2] . R. T
 V
PN2O4 = n. R. T = 
[N2O4] . R. T
VKp = ([NO2] . R. T)2
 ([N2O4] . 
R. T)1
 
Kp = [NO2]2 . (R . 
T) 2-1
 [N2O4]
Kc
Kp = Kc (R . T)1  Kp = 
Kc . (R . T ) ΔnOnde: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 e T 
em K
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Resumindo:
Podemos relacionar Kc e Kp pela 
relação:
Onde:
5
Para a reação de síntese do metanol, 
CH3OH, a partir de hidrogênio e 
monóxido de carbono:
2H2(g) + CO (g) ↔CH3OH (g)
Kc vale 300, a 425oC. Qual o valor de 
Kp a essa temperatura?
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7
Na equação a A + b B c C + d D, após 
 atingir o equilíbrio químico, podemos 
concluir a respeito da constante de 
equilíbrio que: 
a) Quanto maior for o valor de Kc, 
menor será o rendimento da reação direta. 
b) Kc independe da temperatura. 
c) Se as velocidades das reações direta 
e inversa forem iguais, então K2 = 0. 
d) Kc depende das molaridades iniciais 
dos reagentes. 
e) Quanto maior for o valor de Kc, maior 
será a concentração dos produtos.
1
2
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Cálculo das constantes de 
equilíbrio
Quando são conhecidas as pressões 
parciais no equilíbrio de todos os 
reagentes e produtos, a constante de 
equilíbrio pode ser calculada 
diretamente a partir da expressão de 
constante de equilíbrio.
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Uma mistura de hidrogênio e nitrogênio em um 
recipiente de reação atinge o equilíbrio a 472oC. A 
mistura de gases em equilíbrio foi analisada e 
descobriu-se que ela contém 7,38 atm de H2, 2,46 
atm de N2 e 0,166 atm de NH3. A partir desses 
dados calcule a constante de equilíbrio para:
N2(g) + 3H2(g)  2NH3 (g)
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Aplicações das constantesAplicações das constantes
de equilíbriode equilíbrio
Determinando o sentido da reação
Suponha que coloquemos uma mistura de 2 mol 
de H2, 1 mol de N2 e 2mol de NH3 em um 
recipiente de 1L a 472oC. N2 e H2 reagirão para 
formar mais NH3. Nessa instância devemos:
1)calcular a pressão parcial inicial de cada espécie, 
usando a equação de gás ideal.
2)Inserir as pressões parciais de N2, H2 e NH3 na 
expressão da constante de equilíbrio.
3) Analise o resultado e compare com o Kc 
calculado anteriormente para a mesma equação na 
mesma temperatura.
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Aplicações das constantesAplicações das constantes
de equilíbriode equilíbrio
Quando substituímos as pressões parciais 
 ou concentração dos produtos e 
reagentes na expressão da constante de 
equilíbrio, o resultado é conhecido como 
quociente da reação, representado pela 
letra Q.
Determinando o sentido de reação
• Definimos Q, o quociente da reação, para 
uma reação geral
como
• Sendo que : Q = K somente com o sistema 
em equilíbrio.
aA + bB cC + dD
ba
dc
PP
PPQ
BA
DC
Aplicações das constantesAplicações das constantes
de equilíbriode equilíbrio
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Prevendo o sentido da reação
• Se Q > K, então a reação inversa deve 
ocorrer para atingir o equilíbrio (ex., produtos 
são consumidos, reagentes são formados, o 
numerador na expressão da constante de 
equilíbrio diminui e Q diminui até se igualar a 
K). 
• Se Q < K, então a reação direta deve ocorrer 
para atingir o equilíbrio.
Aplicações das constantesAplicações das constantes
de equilíbriode equilíbrio
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Aplicações das constantesAplicações das constantes
de equilíbriode equilíbrio
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Resumindo:
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Ex.:
A 448oC a constante de equilíbrio , Keq, para a 
reação:
H2 (g) + I2(g)  2HI (g)
é 51. Determine como a reação prosseguirá para 
atingir o equilíbrio a 448oC se começarmos com 2 
x10-2mol de HI, 1 x 10-2 mol de H2 e 3x10-2mol de I2 
em um recipiente de 2 L.
Notas do 4º BIM
1 prova: peso 2
1 atividade extra-classe (sábado letivo): 
peso 2 
 Grupo de 5 pessoas:
 (Seminário individual (70%) + roteiro 
de prática (30%))
Temas:
Grupo 1 Gases
Grupo 2 Soluções
Grupo 3 Soluções
Grupo 4 Cinética Química
Grupo 5 Termoquímica
Grupo 6 Equilíbrio Químico
Grupo 7 Eletroquímica
Seminário:
Objetivo da prática
Introdução teórica
Reagentes e materiais utilizados
Desenvolvimento/procedimento experimental
Resultados e discussões
Aplicação do tema no cotidiano
Conclusão
Obs.: Apresentar vídeo e/ou fotos da prática
Roteiro da prática
Objetivo
Introdução teórica
Materiais e reagentes utilizados
Procedimento experimental
Pré-laboratório
Referências bibliográficas
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Cálculo das concentrações em 
equilíbrio
Para a reação N2(g) + 3 H2 (g)  2NH3 (g), Keq = 
1,45x10-5 a 500oC. Em uma mistura em equilíbrio 
dos três gases a 500oC, a pressão parcial de H2 é 
0,928 atm e a pressão parcial de N2 é 0,432 atm. 
Qual a pressão parcial de NH3 nessa mistura no 
equilíbrio? 
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Um frasco de 1L é preenchido com 1 mol de H2 e 
2 mol de I2 a 448oC. O valor da constante de 
equilíbrio, Keq, para a reação:
H2(g) + I2(g)  2HI (g)
A 448oC é 50,5. Quais são as pressões parciais de 
H2, I2 e HI no equilíbrio?
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Partindo-se de uma mistura equimolar de CO(g) e 
H2O(g), todas afirmativas a seguir estão corretas, 
exceto: 
 a) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 250°C, 
são CO (g) e H2O(g). 
b) Os compostos que predominam, no equilíbrio, a 950°C, 
são CO2(g) e H2(g). 
c) Com o aumento da temperatura, a constante de 
equilíbrio K aumenta. 
d) À temperatura de 850°C, as concentrações de reagentes 
e produtos, no equilíbrio, são iguais. 
e) Aumentando a temperatura, haverá predominância, no 
equilíbrio, dos compostos CO(g) e H2O(g).
A reação reversível abaixo é endotérmica e admite os 
seguintes valores da constante K: 
Deslocamento de 
equilíbrio
É possível alterar um equilíbrio químico por 
meio de algumas ações externas. Tal tipo de ação 
é chamado pertubação do equilíbrio, e a sua 
consequência é denominada deslocamento de 
equilíbrio.
Existe um importantíssimo princípio químico 
que permite prever qual será o efeito de uma 
pertubação sobre um equilíbrio. Ele é 
denominado Princípio de Le Chantelier.
Consideremos um sistema em equilíbrio 
químico, com as substâncias A, B, C e D. 
 No equilíbrio, as velocidades V1 e V2 são 
iguais e as concentrações das substâncias A, 
B, C e D são constantes. Se, por algum 
motivo, houver modificação em uma das 
velocidades, teremos mudanças nas 
concentrações das substâncias. 
Esta modificação em uma das velocidades 
ocasiona o que denominamos de deslocamento 
do equilíbrio, que será no sentido da 
maior velocidade. 
 
Deslocamento de 
equilíbrio
- Equilíbrio inicial. 
- Aumentando v1, o deslocamento é para 
a direita. 
- Aumentando v2, o deslocamento é para a 
esquerda.
 Porém, após certo tempo, a reação volta 
a estabelecer um novo equilíbrio químico, mas 
com valores de concentrações e velocidades 
diferentes das iniciais. 
Princípio de Le Chantelier
 O químico francês Henri Louis Le Chatelier 
propôs um princípio que afirma:
“Quando um sistema em equilíbrio sofre 
 algum tipo de perturbação externa, 
ele se deslocará no sentido de 
minimizar essa perturbação, a fim de 
atingir novamente uma situação de 
equilíbrio”. 
 É possível provocar alteração em um 
equilíbrio químico por variações de:
- temperatura, 
- concentração de participantes 
da reação e 
- pressão total sobre o sistema. 
 
EFEITO DA TEMPERATURA 
Observando a reação: 
Colocando-se o gás NO2(g), de coloração 
castanha, contido em um balão de vidro, em 
banhosde diferentes temperaturas, observa-se o 
seguinte:
 
 Podemos observar que o aumento da 
temperatura favorece a reação (2) que é 
endotérmica, e a redução da temperatura 
favorece a reação (1) que é exotérmica. 
 
• Um aumento de temperatura desloca o 
equilíbrio no sentido endotérmico. 
• Uma diminuição de temperatura desloca o 
equilíbrio no sentido exotérmico. 
Se a coloração castanha 
desaparece a 0°C é porque, 
praticamente, não há mais 
NO2, isto é, ele foi 
transformado em N2O4. 
No exemplo em questão, temos:
 Calor + N2O4 (g) 2NO2 (g) AH= 
+57,2 kJ
 (Reação direta 
endot)
end
o
ex
o
Aumento da T desloca o equilíbrio no 
sentido endo
Diminuição da T desloca o equilíbrio no 
sentido exo
Neste caso, temos:
N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) + calor 
 AH = - 91,8 kJ exo
end
o
Diminuição da T desloca o equilíbrio no 
sentido exo
Aumento da T desloca o equilíbrio no 
sentido endo
Variação de Kc com a 
temperatura
Por meio de investigações experimentais, 
verificou-se que o aquecimento pode 
aumentar ou diminuir o valor da constante de 
equilíbrio e que isso depende do valor do AH 
da reação.
O aumento da temperatura provoca 
aumento da constante de equilibrio para 
reações endotérmicas (AH>0) e 
diminuição para exotérmicas (AH<0).
[Co(H2O)6]2+ (aq) + 4Cl- (aq)  [CoCl4]2- (aq) 
 + 6H2O (l)
A reação abaixo é endotérmica no sentido 
direto. Assim:
-aquecimento aumento de Kc desloca o 
equilíbrio para a direita, fazendo predominar a 
cor azul.
-Resfriamento  diminuição de Kc  desloca o 
equilíbrio para a esquerda, fazendo predominar a 
cor rosa.
Maior Kc Menor Kc
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO 
Supondo o equilíbrio:
 N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g)
Se tivermos colocado N2, H2 e NH3 em um recipiente 
mantido à temperatura constante e que seja esperado 
até que o sistema atinja o equilíbrio. 
Será medido em seguida a concentração de equilíbrio 
de cada uma das três substâncias. 
A [ ] de cada substância 
mostra ser cte à esquerda 
do gráfico: o sistema está 
em equilíbrio.
Repentinamente, a [H2] 
aumenta, quando maior 
quantidade é adicionada 
ao recipiente. 
A [N2] e de [H2] 
imediatamente começou a 
diminuir, ao mesmo tempo 
a [NH3] começou a 
aumentar. 
N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g)
Seqüencialmente, o equilíbrio será perturbado 
adicionando H2 no recipiente. 
Estas mudanças ocorrem quando falamos que o equilíbrio "foi 
deslocado para a direita".
Estas mudanças continuam, entretanto a velocidade 
diminui gradualmente, até que o sistema novamente 
restabelece um estado de equilíbrio, após o qual a 
concentração dos elementos permanecem 
constante.
Neste experimento, parte da quantidade de 
H2 adicionado é consumida no deslocamento do 
equilíbrio, assim, o efeito da adição (aumento na 
concentração) é parcialmente compensado. 
Em outras palavras, o ajuste do sistema 
tende a minimizar o efeito de adição de H2, como 
prevê o princípio de Le Châtelier. 
N2(g) + 3H2(g) ⇐> 2NH3(g)
-Um aumento na [reagentes] ou uma diminuição na 
[produtos] desloca o equilíbrio para a direita.
- Uma diminuição da [reagentes] ou um aumento 
da [produtos] desloca o equilíbrio para a 
esquerda.
EFEITO DA PRESSÃO 
 Alterações de pressão influenciam em 
equilíbrios que possuem espécies químicas no 
 estado gasoso. 
 Considere a reação química em 
equilíbrio abaixo: 
Conforme a figura indicada verificamos 
que o aumento da pressão favoreceu a 
produção da amônia, isto é, deslocou o 
equilíbrio para a direita, que é aquele 
que possui menor quantidade de mols na 
fase gasosa. 
 4 
mols
2 
mols
 Se a pressão fosse diminuída o equilíbrio se 
deslocaria para a esquerda, favorecendo o 
consumo de amônia, isto é, no sentido da maior 
quantidade de mols na fase gasosa
Generalizando: 
• O aumento da P sobre o sistema desloca o 
equilíbrio químico no sentido do menor número 
de mols na fase gasosa.
 
• A diminuição da P sobre o sistema desloca o 
 equilíbrio químico no sentido do maior número 
de mols na fase gasosa.
Exercícios: 
01)Considere a reação em equilíbrio químico: 
 
 N2 (g) + O2 (g)  2 NO(g) 
 
É possível deslocá-lo para a direita: 
 
a) Retirando o N2 existente. 
b) Removendo o NO formado. 
c) Introduzindo um catalisador. 
d) Diminuindo a pressão, à temperatura 
constante. 
e) Aumentando a pressão, à temperatura 
constante. 
02)Temos o equilíbrio: 
 
 CO (g) + H2O (g)  CO2 (g) + 
H2 (g) 
 
Queremos aumentar a concentração de CO2(g) 
nesse equilíbrio. Para isso ocorrer, devemos: 
 
a) Aumentar a pressão sobre o sistema. 
b) Diminuir a pressão sobre o sistema. 
c) Adicionar H2 (g) ao sistema. 
d) Retirar H2O (g) do sistema. 
e) Adicionar CO (g) ao sistema. 
03)O equilíbrio gasoso representado pela 
equação: 
 
 N2(g) + O2(g)  2 NO(g) – 88 kj 
 
É deslocado no sentido de formação de NO(g), se: 
 
a) a pressão for abaixada. 
b) N2 for retirado. 
c) a temperatura for aumentada. 
d) for adicionado um catalisador sólido ao 
sistema. 
e) o volume do recipiente for diminuído
04) O equilíbrio N2 (g) + 3 H2 (g)  2 NH3 (g) é 
deslocado para os produtos com o aumento da 
pressão e com a diminuição da temperatura. 
Pode-se concluir que a reação de formação do gás 
amoníaco é: 
 
a) Exotérmica e ocorre com o aumento de 
volume. 
b) Exotérmica e ocorre com a conservação do 
volume. 
c) Exotérmica e ocorre com a diminuição do 
volume. 
d) Endotérmica e ocorre com aumento de 
volume. 
e) Endotérmica e ocorre com diminuição de 
volume. 
05)Nitrogênio e hidrogênio reagem para formar 
amônia segundo a equação: 
 N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) 
+ 22 kcal 
 
 Se a mistura dos três gases estiver em 
equilíbrio e provocarmos: 
 
I. Compressão da mistura. 
II. Aumento de temperatura. 
III. Introdução de hidrogênio adicional. 
 
O efeito sobre a quantidade de amônia, em cada 
situação, será: 
EFEITO DO CATALISADOR
• um catalisador faz com que um processo chegue 
mais rapidamente à situação de equilíbrio.
• O catalisador reduz a barreira de energia de 
ativação Ea para a reação.
O catalisador não desloca o 
equilíbrio
Acontece que o abaixamento na Ea é o 
mesmo, tanto para a reação direta quanto a 
inversa (gráfico abaixo). 
Assim, se ambas as reações têm suas 
velocidades igualmente aumentadas, o equilíbrio 
não se deslocará no sentido direto nem no 
inverso. 
U.F.R.S) A reação genérica A  B, a 25oC, tem 
por constante de velocidade, para a reação direta, 
6 min –1, e, para a reação inversa, 3 min –1. O valor 
da constante de equilíbrio naquela temperatura é: 
 
 (UFAM) A reação química genérica, abaixo 
representada, possui constante de equilíbrio igual 
a 120, a 25°C. É correto afirmar que: 
 
 A(g) + B(g)  C(g) + D(g) 
 K = 120 
 
a) Em 50°C a constante de equilíbrio terá valor 
igual a 240. 
b) No equilíbrio haverá maior quantidade de 
reagentes que de produtos. 
c) No equilíbrio, as quantidades de reagentes e 
produtos são iguais. 
d) No equilíbrio haverá maior quantidade de 
produto que de reagentes. 
Considere um sistema em equilíbrio a 25°C e 1 
atm representado pela equação: 
 
 FeO(s) + CO(g)  CO2(g) + Fe(s) + 
 19 kj/mol 
 
 Se K for constante de equilíbrio, qual das 
seguintes ações poderá aumentar seu valor 
numérico? 
 
a) aumentar a pressão. 
b) aumentar a temperatura. 
c) aumentar a concentração do CO. 
d) triturar mais o óxido de ferro. 
e) utilizar um catalisador
(Vunesp-SP) Sabendo que a reação representada 
pela equação: 
 
H2(g) + Br2(g)  2 HBr(g) 
 
É exotérmica, é correto afirmar que o equilíbrio: 
 
a) se deslocará paraa esquerda, no sentido da 
formação de H2 e do Br2, com o aumento da 
pressão. 
b) se deslocará para a direita, no sentido de 
formação do HBr, com o aumento da pressão. 
c) se deslocará para a direita, no sentido de 
formação do HBr, com o aumento da temperatura. 
d) se deslocará para a direita, no sentido de 
formação do HBr, com a diminuição da 
temperatura. 
e) não é alterado por mudanças apenas na 
temperatura do sistema.
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