Aula 02 - Equilíbrio Químico - Fundamentos, Definições e Aplicações

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DESCRIÇÃO
A construção da ideia sobre o equilíbrio em uma reação química: conceitos fundamentais,
constante de equilíbrio e fatores influenciadores do equilíbrio de uma reação química.
PROPÓSITO
Conhecer os fundamentos conceituais, os cálculos e as aplicações sobre o equilíbrio químico
das reações para obter sucesso em uma reação química ou na análise química – qualitativa ou
quantitativa.
PREPARAÇÃO
Antes de iniciar o conteúdo deste tema, tenha em mãos uma calculadora científica ou use a
calculadora de seu smartphone/computador.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Reconhecer os fundamentos conceituais sobre o equilíbrio químico em processos reversíveis e
sobre a constante de equilíbrio
MÓDULO 2
Identificar a constante de equilíbrio e a influência de concentração, temperatura, volume,
pressão e catalisador no equilíbrio químico
INTRODUÇÃO
SABIA QUE MUITAS REAÇÕES QUE VOCÊ OBSERVOU
EM UMA AULA PRÁTICA NÃO CONSUMIRAM
COMPLETAMENTE O REAGENTE LIMITANTE?
Isso mesmo! Nem todas as reações ocorreram com consumo total. E, provavelmente, você
efetuou os cálculos pensando que as reações se completavam. De fato, muitas reações não se
completam, apenas se aproximam de um estado de equilíbrio, no qual os reagentes e os
produtos estão presentes.
O estudo do equilíbrio químico de uma reação química é importante, pois permite o
conhecimento da composição de uma mistura, da reação no equilíbrio e da quantidade de
produto que podemos obter a partir daquela reação. Esse estudo também permite o controle do
rendimento da reação por meio dos fatores que podem alterar o equilíbrio químico. Tal
alteração é capaz de afetar o rendimento de um processo industrial.
O equilíbrio químico é considerado dinâmico.
O QUE ISSO SIGNIFICA?
Quando uma reação química atinge o equilíbrio, as reações direta e inversa continuam a
ocorrer, os reagentes e produtos continuam sendo produzidos e recuperados com a mesma
velocidade. Isso resulta em uma composição constante da mistura.
Neste tema, estudaremos as reações químicas. Veremos que o processo e a finalização de
uma reação química estão diretamente relacionados a fundamentos cinéticos e
termodinâmicos. Também definiremos o conceito de equilíbrio químico e constante de
equilíbrio, além de entendermos melhor os fatores que alteram o equilíbrio em uma reação
química.
MÓDULO 1
 Reconhecer os fundamentos conceituais sobre o equilíbrio químico em processos
reversíveis e sobre a constante de equilíbrio
REAÇÕES QUÍMICAS
Se você está pensando que o equilíbrio químico não é um assunto com aplicação prática,
enganou-se. Você sabia que, provavelmente, algum parente seu com um pouco mais de idade
(como, por exemplo, sua avó) já aplicava o equilíbrio químico para saber se ia chover ou não?
Sim, ela provavelmente tinha o famoso galinho do tempo. Em dias quentes, o galinho ficava
azul, e, em dias frios, ele ficava rosa.
SABE POR QUÊ?
A superfície do galinho do tempo é revestida com uma solução de íons de cobalto. Em função
do grau de hidratação do sal, ou seja, da quantidade de moléculas ligantes de água ao redor do
metal, a cor do objeto mudava. Veremos mais adiante como o equilíbrio químico altera a cor. A
reação de equilíbrio pode ser observada a seguir:
Foto: Layla Freire.
 Reação de equilíbrio do galinho do tempo.
O conceito de equilíbrio é fundamental na Química. Alguns tipos de equilíbrio químico
importantes são:
Dissociação da água
Ionização de ácidos
Solubilidade
Formação de complexos
Reações de oxirredução
Neste módulo, vamos analisar as consequências da reversibilidade das reações químicas em
um sistema reacional, são elas:
Foto: Shutterstock.com
IRREVERSÍVEL
É quando não pode ocorrer no sentido inverso. Por exemplo, durante a queima, a madeira é
transformada em cinzas. Mas você já viu as cinzas serem transformadas em madeira? Isso não
ocorre, pois a combustão da madeira é uma reação irreversível.

Foto: Shutterstock.com
REVERSÍVEL
É quando os reagentes se transformam em produtos, e os produtos voltam a se transformar em
reagentes. Como exemplo, podemos citar a formação de gás carbônico (CO2) em uma garrafa
de refrigerante. Ao abrir a garrafa, ocorre a formação de gás carbônico, devido à diminuição da
pressão no meio. Observamos a liberação do gás carbônico no refrigerante pela formação de
espuma e pelo som característico ao abrir a garrafa.
Reação direta:H3O +
( aq ) + HCO3
-
( aq ) → H2O ( aq ) + CO2 ( g ) 
(diminuição da pressão)
Reação inversa: H2O ( aq ) + CO2 ( g ) → H3O +
( aq ) + HCO3
-
( aq ) 
 
(aumento da pressão)
Vamos pensar em outro sistema gasoso sob pressão, como, por exemplo, a produção de
amônia por meio do processo de Haber. Esse processo é usado para converter o nitrogênio e
o hidrogênio gasoso em amônia, conforme a seguinte reação:
PROCESSO DE HABER
javascript:void(0)
Também chamado de processo de Haber-Bosch, é um procedimento de obtenção de
NH3, utilizando como reagentes o N2 (diazoto) e o H2. A elaboração desse processo,
muito empregado na indústria, rendeu aos químicos alemães Fritz Haber (1868-1934) e
Carl Bosch (1874-1940) o Prêmio Nobel de Química nos anos 1918 e 1931.
N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) → 2 NH3 ( g )
No início do processo, a reação produz amônia rapidamente e parece parar logo depois,
atingindo o equilíbrio. Quando a formação da amônia parece parar, significa que a velocidade
da reação inversa aumentou conforme a amônia foi formada. E a amônia se decompõe em
hidrogênio (H2) e nitrogênio (N2) rapidamente assim que é formada. Portanto, o estado de
equilíbrio na reação de formação da amônia foi atingido.
O estado de equilíbrio em uma reação química é expresso substituindo a seta ( → ) da
equação pela “dupla seta” que indica o equilíbrio:
N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) ⇌ 2 NH3 ( g )
O gráfico a seguir mostra que, na síntese da amônia, as concentrações molares de nitrogênio e
hidrogênio diminuem, e a concentração de amônia aumenta com o tempo, até atingirem valores
correspondentes a uma mistura na qual os três estão em equilíbrio:
Foto: Química: a ciência central, Theodore Brown, Harold Júnior e Bruce Bursten, 2005, p. 535.
Adaptada por Layla Freire.
 Concentrações molares de produtos e reagentes na síntese da amônia.
PROCESSOS REVERSÍVEIS
O especialista Luiz Américo de Lima fala sobre a importância do equilíbrio químico e a
aplicação da constante de equilíbrio.
FUNDAMENTOS CINÉTICOS E CONSTANTE
DE EQUILÍBRIO
O equilíbrio químico pode ser descrito em termos cinéticos ou em termos termodinâmicos.
Vamos começar pelos primeiros.
Em termos cinéticos, podemos verificar que as reações direta e inversa estão ocorrendo
simultaneamente, na mesma velocidade. Em outras palavras, as velocidades das reações
direta e inversa são as mesmas, e não ocorre mudança de composição. Um sistema é
considerado em equilíbrio quando coexistem reagentes e produtos, quando suas quantidades
são constantes. A imagem a seguir mostra o estado de equilíbrio:
Foto: Layla Freire.
 Estado de equilíbrio.
A Lei da Ação das Massas estabelece uma relação quantitativa entre a velocidade da reação
química e a concentração molar do reagente. Vamos pensar em uma reação genérica simples:
a A ⇋ b B
Os valores das velocidades direta e inversa para essa reação são obtidos a partir de suas
equações químicas, descritas por:
A velocidade de reação (direta ou inversa) é proporcional à concentração dos reagentes, com
exceção em reações de ordem zero. Ao longo da reação, a quantidade dos reagentes diminui,
uma vez que são convertidos em produtos. Consequentemente, a velocidade da reação
também reduz de forma contínua, até que se torne tão lenta que seja dada como finalizada.
REAÇÕES DE ORDEM ZERO
Aquelas em que a variação das quantidades de reagentes não exerce nenhuma influência
sobre a velocidade de reação.
O estado de equilíbrio dinâmico é estabelecido quando as velocidades das reações direta e
inversa se igualam:
velocidaded = velocidadei
Assim,substituindo as equações das velocidades, temos:
kd × A]a = ki × B]b
Fazendo um rearranjo dos termos, isolando de um lado do sinal de igualdade as constantes
de velocidade (kd e ki) e do outro, as concentrações dos produtos e reagentes, teremos a
seguinte equação:
[ [
javascript:void(0)
KD
KI
= K = 
[ B ] B
A ]A
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Nessa equação matemática, podemos observar que existe uma razão entre duas constantes
(kd/ki) que dão origem a uma nova constante: a constante de equilíbrio químico,
representada por K. Podemos verificar, também, que K é igual à razão entre a quantidade de
produtos e reagentes, elevada a seus respectivos coeficientes de reação.
O progresso de uma reação, desde seu início até o estado equilíbrio químico, pode ser
analisado graficamente:
Foto: Layla Freire
Vemos o comportamento das concentrações de reagentes e produtos ao longo do tempo.
Neste gráfico, podemos observar que a quantidade de reagente (linha azul) diminui ao longo
do tempo até que a reação atinja o equilíbrio químico. Isso acontece porque moléculas de
reagentes são convertidas em produto. Como consequência, moléculas de produtos são
gradativamente formadas, o que faz sua concentração aumentar ao longo do tempo até que
o equilíbrio químico seja atingido. Perceba que, a partir do momento em que a reação está
em equilíbrio, não há mais variação nas concentrações de produtos ou de reagentes.
[
 Imagem: Layla Freire.
 Variação da concentração até o equilíbrio químico.
Podemos observar o que acontece com as velocidades das reações direta e inversa ao longo
do tempo. O valor da velocidade direta depende das concentrações dos reagentes. Como as
moléculas de reagentes são consumidas para que os produtos sejam formados, a
velocidade direta diminui ao longo do tempo até o momento em que se iguala à velocidade de
reação inversa. Em contrapartida, à medida que a concentração de produto cresce, a
velocidade da reação inversa também aumenta até que se iguale à velocidade da reação
direta.
 Imagem: Layla Freire.
 Comportamento da velocidade até o equilíbrio químico.
Para seguirmos em frente com o estudo do equilíbrio químico, você deve fixar os seguintes
conceitos aprendidos até o momento:
 RELEMBRANDO
No equilíbrio, as concentrações de reagentes e produtos são constantes, e as velocidades das
reações direta e inversa são iguais.
O equilíbrio químico só é alcançado em sistemas fechados – nem moléculas de reagentes nem
moléculas de produtos podem escapar do sistema.
No equilíbrio químico, a razão entre as concentrações (ou pressões parciais) de produtos e de
reagentes elevadas a seus respectivos coeficientes de reação, a determinada temperatura,
resulta no valor de uma constante (K). Essa constante corresponde à razão entre as
constantes de velocidade das reações direta e inversa (kd/ki).
COMO FICARIA A CONSTANTE DE EQUILÍBRIO PARA A
PRODUÇÃO DE AMÔNIA? VAMOS ESCREVER?
Reação de equilíbrio: N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) ⇌ 2 NH3 ( g )
Constante de equilíbrio: K = 
NH3
2
N2 H2 ]3
FUNDAMENTOS TERMODINÂMICOS E
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Agora, vamos observar como o equilíbrio químico seria descrito em termos termodinâmicos.
Para entender como o equilíbrio se comporta termodinamicamente, devemos recorrer às leis
termodinâmicas que tratam da espontaneidade. Entre esses parâmetros termodinâmicos,
trabalharemos com:
ENTALPIA (H)
ENTROPIA (S)
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G)
ENTALPIA (H)
[ ]
[ ] [
Corresponde à quantidade de energia que deve ser absorvida ou liberada em uma reação
química. Quando o valor de ∆H⁰ > 0, significa que o calor é absorvido (reação endotérmica).
Quando ∆H⁰ < 0, significa que o calor é liberado (reação exotérmica).
ENTROPIA (S)
Corresponde à desordem em um sistema. Quando o valor de ∆S⁰ > 0, significa que a desordem
é elevada. Quando ∆S⁰ < 0, significa que a desordem é baixa.
ENERGIA LIVRE DE GIBBS (G)
Quando a temperatura e a pressão são constantes, as reações químicas tendem a ocorrer
espontaneamente até o equilíbrio. Vamos analisar como a variação de energia livre de Gibbs
caminha com a reação química.
Se, no sistema, ainda não houver a formação de produtos em quantidade suficiente para atingir
o equilíbrio, a direção espontânea das mudanças deslocará no sentido de formação de mais
produtos, e ∆G < 0 para a reação direta.
Caso o sistema já tenha excesso de produtos, a reação inversa é espontânea (∆G < 0), e ∆G>
0 para a reação direta, ou seja, a reação direta é não espontânea. Quando o equilíbrio é
atingido, não há espontaneidade em nenhuma das direções, e ∆G = 0. Diante dessa análise,
verificamos que ∆G varia de acordo com as mudanças das proporções dos produtos e
reagentes.
O valor de ∆G é determinado pela diferença entre a energia livre de Gibbs molar dos produtos
e dos reagentes, multiplicada por seus respectivos coeficientes estequiométricos em
determinado momento da reação. Assim, temos:
ΔG = ∑ NG (PRODUTOS) - ∑ NG (REAGENTES)
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
COMO VERIFICAR A RELAÇÃO DA ∆G COM A
COMPOSIÇÃO?
A energia livre de Gibbs molar de uma substância varia conforme sua pressão parcial (se for
um gás) ou conforme sua concentração (se for um soluto). A equação a seguir descreve a
energia livre de Gibbs molar de uma substância:
Para uma reação, do tipo aA + bB ⇌ cC + dD, podemos escrever ∆G conforme a seguinte
equação:
ΔG = ΔG0 + RT ln
ac
c ad
d
aa
a ab
b
A equação mostra que a energia livre de Gibbs varia com as atividades (pressões parciais de
gases ou molaridade de solutos) dos reagentes e produtos. Você viu algo em comum nesta
expressão? Vamos analisar!
ΔG = ΔG0 + RT ln
ac
c ad
d
aa
a ab
b
A parte da equação destacada tem a mesma forma da expressão de K: as atividades referem-
se a qualquer estágio da reação. E no equilíbrio? No equilíbrio, os valores das atividades
(pressões parciais ou concentrações) estão em seu valor de equilíbrio. Também já sabemos
que, no equilíbrio, ∆G = 0. Então, podemos escrever que
0 = ΔG0 + RT ln k
ΔG0 = - RT ln k
Essa equação relaciona as quantidades termodinâmicas com a composição de um sistema em
equilíbrio. Podemos, então, analisar que, quando ∆G0 < 0, ln K será positivo. Portanto, se K> 1,
os produtos serão favorecidos, e o equilíbrio encontra-se à direita. E, se ∆G 0 > 0, ln K será
( ) ( )
( ) ( )
( ) ( )
( ) ( )
negativo. Portanto, se K < 1, os reagentes serão favorecidos, e o equilíbrio encontra-se à
esquerda.
Vimos, até aqui, que a atividade poderá corresponder à concentração molar se estivermos
tratando de um soluto. Então, podemos escrever K em função das concentrações molares:
K = 
AC )C AD )D
AA )A AB )B
= KC = 
C ]C D ]D
A ]A B ]B
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A constante de equilíbrio possui algumas características importantes, tais como:
1. As concentrações dos produtos aparecem no numerador.
2. As concentrações dos reagentes aparecem no denominador.
3. Cada uma das concentrações está elevada a uma potência que é igual ao respectivo
coeficiente estequiométrico.
4. O valor da constante Kc depende da reação e da temperatura, e essa constante é
adimensional.
QUANDO A REAÇÃO QUÍMICA ENVOLVE UM
COMPONENTE NO ESTADO SÓLIDO, SERÁ QUE A
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO É ESCRITA DA MESMA
FORMA?
Não! Um sólido molecular possui concentração das moléculas fixas, ou seja, a concentração do
sólido não se altera pela reação ou pela remoção de parte do sólido. Por isso, escrevemos a
constante de equilíbrio sem incluir qualquer sólido (reagentes ou produtos) envolvido na
reação.
Por exemplo, vamos escrever a reação de oxidação do enxofre sólido e a constante de
equilíbrio:
( (
( (
[ [
[ [
Reação no equilíbrio: 1 /8 S8 ( s ) + O2 ( g ) ⇌ SO2 ( g )
Constante de equilíbrio: Kc =
SO2
O2
Assim como não escrevemos as substâncias no estado sólido, também não escrevemosa
concentração da água nas reações que se passam em soluções aquosas, pois, nelas, tal
concentração é muito grande e praticamente invariável com a reação.
Quando o equilíbrio envolve somente substâncias gasosas, a constante de equilíbrio poderá
ser determinada por meio das pressões parciais desses gases. Podemos, então, representar a
constante de equilíbrio por Kp, que é chamada de constante de equilíbrio em função das
pressões parciais. Logo:
KP =
PC )C PD )D
PA )A PB )B
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Por exemplo, vamos escrever a reação de decomposição do trióxido de enxofre e a constante
de equilíbrio:
Reação no equilíbrio: 2 SO3 ( g ) ⇌ 2 SO2 ( g ) + O2 ( g )
Constante de equilíbrio: Kp =
(pSO2 )2 (pO2
pSO3
2
Observamos, assim, que, quando a constante de equilíbrio é expressa em termos de
concentração molar, o símbolo K recebe o índice c e fica Kc. Quando a expressamos em
termos de pressão, o símbolo K recebe o índice p e é representado por Kp.
Podemos escrever uma relação entre Kp e Kc a partir da equação dos gases ideais. A
equação relaciona proporcionalmente as pressões parciais com a concentração molar. A
relação entre K c e Kp é dada pela seguinte equação:
[ ]
[ ]
( (
( (
)
( )
javascript:void(0)
EQUAÇÃO DOS GASES IDEAIS
p. V = n. R. T
Onde:
p = pressão do gás
V = volume do gás
n = número de mols
R = constante dos gases ideais (R = 0,082atm.L/mol.K)
KP = KC RT)ΔN
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Onde ∆n é o número total de mols de produtos gasosos – número total de mols de reagentes
gasosos.
Vamos observar, a seguir, a relação entre ∆n e as constantes Kp e Kc em três sistemas em
equilíbrio:
1. 2 H2 ( g ) + CO ( g ) ⇌ CH3OH ( g )
∆ n = 1 - 3 = - 2
Kp = Kc RT)Δn ⇒ Kp = Kc RT) - 2
Neste caso, o valor de Kp será menor do que o valor de Kc. Considerando K c igual a 300 a 425
°C, teremos:
Kp = 300 0, 082 × 698) - 2 = 9, 2 × 10 - 2
2. H2 ( g ) + I ( g ) ⇌ 2 HI ( g )
(
( (
(
H2(g)  +  I(g)   ⇌   2 HI(g)
∆ n = 2 - 2 = 0
Kp = Kc RT)
Δn
⇒ Kp = Kc RT)0
Neste caso, o valor de Kp será igual ao valor de Kc. Considerando Kc igual 794 a 298 K,
teremos:
Kp = 794 0, 082 × 298)0 = 794
3. Cl2 ( g ) ⇌ 2 Cl ( g ) 
∆ n = 2 - 1 = 1
Kp = Kc RT)Δn ⇒ Kp = Kc RT)1
Neste caso, o valor de Kp será maior do que o valor de Kc. Considerando Kc igual a 1,2 x 10-7 a
1000 K, teremos:
Kp = 1, 2 × 10 - 7 0, 082 × 1000)1 = 9, 8 × 10 - 6
ORDEM DE GRANDEZA DAS CONSTANTES
DE EQUILÍBRIO
A constante de equilíbrio está relacionada com os coeficientes estequiométricos das reações
químicas. De forma geral, quando multiplicamos os coeficientes estequiométricos por um
mesmo fator de uma equação química equilibrada, a constante de equilíbrio da nova equação
será igual à constante de equilíbrio da equação antiga, elevada ao fator multiplicativo.
Vamos analisar a queima parcial do carbono. A reação de combustão incompleta do carbono
libera CO, conforme a seguinte reação:
A constante de equilíbrio será:
( (
(
( (
(
C ( S ) + ½ O2 ( G ) → CO ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Quando a equação é multiplicada por um fator de 2, a reação é escrita pela seguinte equação:
2 C ( s ) + O2 ( g ) → 2 CO ( g )
E a constante de equilíbrio é:
K2 = 
CO ]2
O2
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Quando comparamos as duas expressões, verificamos que:
K2 =
[ CO ] 2
O2
=
[ CO ]
O2 ]
1
2
2
= K2
1
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Em geral, se multiplicarmos uma equação química por um fator n , elevaremos K à mesma
potência.
A constante de equilíbrio também possui uma relação com a inversão da equação química. A
constante de equilíbrio será sempre o inverso da reação oposta.
Vamos analisar a reação de produção do ácido bromídrico:
 H2 ( g ) + Br2 ( g ) ⇌ 2 HBr ( g )
[
[ ]
[ ] { [ }
K =
HBr ]2
H2 Br2
= 1, 9 × 1017 a 300 K
Agora, vamos inverter a equação original da reação:
2 HBr ( g ) ⇌ H2 ( g ) + Br2 ( g )
K = 
H2 Br2
HBr ]2
 = 
1
1 , 9 × 1017 = 5, 3 × 10 - 18 a 300 K
Logo, a constante de equilíbrio escrita em uma direção é o inverso da constante de equilíbrio
escrita na direção oposta.
Também podemos obter uma equação geral (ou global) pelo somatório de duas ou mais
reações sucessivas. Neste caso, a constante de equilíbrio reação geral será dada pelo produto
das constantes de equilíbrio das equações químicas que se somam.
No somatório de reações sucessivas, somamos os coeficientes estequiométricos de espécies
que aparecem em ambas as equações e que estão nos mesmos lados do equilíbrio. Por outro
lado, aquelas que estão em lados opostos dos equilíbrios têm os seus coeficientes
estequiométricos subtraídos e, quando estes são iguais, o composto não aparece na equação
geral.
Por exemplo, considere as seguintes reações sucessivas:
S ( s ) + O2 ( g ) ⇌ SO2 ( g ) K1 = 
SO2
O2
SO2 ( g ) + ½ O2 ( g ) ⇌ SO3 ( g ) K2 =
SO3
SO2 O2 ]
1
2
Equação geral:
S ( s ) + 3/2 O2 ( g ) ⇌ SO3 ( g ) 
K3 = K1 × K2 = 
SO2
O2
×
SO3
SO2 O2 ]
1
2
=
SO3
O2 ]
3
2
Podemos, então, representar a reação de formação do trióxido de enxofre (SO3), a partir do
enxofre (S) e do gás oxigênio (O2), e sua constante de equilíbrio como:
S ( s ) + 3 /2 O2 ( g ) ⇌ SO3 ( g ) 
[
[ ] [ ]
[ ] [ ]
[
[ ]
[ ]
[ ]
[ ] [
[ ]
[ ]
[ ]
[ ] [
[ ]
[
K3 =
SO3
O2 ]
3
2
Em geral, a constante de equilíbrio para uma reação global é o produto das constantes de
equilíbrio para etapas individuais.
EQUILÍBRIO HETEROGÊNEO
Em alguns casos, observamos a presença de substâncias em diferentes estados físicos em
equilíbrio.
Por exemplo, vamos considerar a dissolução do cloreto de prata (AgCl):
AgCl ( s ) ⇌ Ag +
( aq ) + Cl -
( aq )
Ao escrever a constante de equilíbrio, esbarramos com a questão de expressar a concentração
de uma substância sólida. A constante de equilíbrio será:
K =
AG + CL -
[ AGCL ]
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Vimos que, quando um sólido ou um líquido puro está envolvido no equilíbrio heterogêneo, sua
concentração não é envolvida na equação da constante de equilíbrio. De forma geral, só
expressamos as pressões parciais dos gases, as concentrações molares das espécies
dissolvidas. Não expressamos os sólidos puros, os líquidos puros e os solventes.
Por exemplo, vamos analisar a decomposição do carbonato de cálcio (calcário). A reação
no equilíbrio é:
CaCO3 ( s ) ⇌ CaO ( s ) + CO2 ( g )
O equilíbrio dessa reação é expresso em termos da molaridade do CO2, Kc = [CO2], ou em
termos da pressão do CO2, Kp = PCO2. Mesmo que os sólidos e líquidos não estejam
presentes na expressão da constante de equilíbrio, eles estão presentes no equilíbrio.
[ ]
[
[ ] [ ]
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. (ADAPTADO DE: IBFC - FSA-SP - TÉCNICO EM LABORATÓRIO DE
CIÊNCIAS NATURAIS - 2019)
O EQUILÍBRIO QUÍMICO OCORRE QUANDO A VELOCIDADE NA QUAL OS
PRODUTOS SÃO FORMADOS A PARTIR DOS REAGENTES É IGUAL À
VELOCIDADE NA QUAL OS REAGENTES SÃO FORMADOS A PARTIR DOS
PRODUTOS. EM RELAÇÃO A ESSE CONTEXTO, ASSINALE A
ALTERNATIVA INCORRETA:
A) As concentrações de todas as substâncias participantes do equilíbrio devem ser iguais
obrigatoriamente.
B) A expressão da constante de equilíbrio depende apenas da estequiometria da reação, e não
de seu mecanismo.
C) O valor da constante de equilíbrio é muito pequeno, e, por isso, podemos dizer que a
mistura no equilíbrio contém reagentes em sua maioria.
D) A expressão da constante de equilíbrio para uma reação escrita em um sentido é a
recíproca da escrita no sentido inverso.
E) Quando o valor de K > 1, significa que é favorável aos produtos, ou seja, as concentrações
dos produtos no equilíbrio são maiores do que a concentração dos reagentes.
2. (ADAPTADODE: FADESP - IF-PA - PROFESSOR DE QUÍMICA - 2018)
DE ACORDO COM A EQUAÇÃO QUÍMICA A2(G) + 3 B2(G) ⇌ 2 AB3(G),
CONSIDERANDO A CONSTANTE DOS GASES 0,082, QUANDO KC
(CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM TERMOS DE CONCENTRAÇÃO) É
IGUAL A 8,5 A 300°C, O VALOR DE K P (CONSTANTE DE EQUILÍBRIO EM
TERMOS DE PRESSÃO PARCIAL) SERÁ:
A) 3,85 x 10-3.
B) 1,180 x 10-2.
C) 1,876 x 104.
D) 2,260 x 103.
E) 1,152 x 102.
GABARITO
1. (Adaptado de: IBFC - FSA-SP - Técnico em Laboratório de Ciências Naturais - 2019)
O equilíbrio químico ocorre quando a velocidade na qual os produtos são formados a
partir dos reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos
produtos. Em relação a esse contexto, assinale a alternativa incorreta:
A alternativa "A " está correta.
O equilíbrio químico ocorre quando a proporção entre os produtos e reagentes é constante ao
longo do tempo.
2. (Adaptado de: FADESP - IF-PA - Professor de Química - 2018)
De acordo com a equação química A2(g) + 3 B2(g) ⇌ 2 AB3(g), considerando a constante
dos gases 0,082, quando Kc (constante de equilíbrio em termos de concentração) é igual
a 8,5 a 300°C, o valor de K p (constante de equilíbrio em termos de pressão parcial) será:
A alternativa "A " está correta.
Vamos aplicar a relação entre Kc e Kp:
∆n = 2-4 = -2; Kc = 8,5; R = 0,082atm.L/mol; T = 300°C = 573K
Kp = Kc(RT)Δn = 8,5(0,082 x 573)-2 = 3,85 x 10-3
MÓDULO 2
 Identificar a constante de equilíbrio e a influência de concentração, temperatura,
volume, pressão e catalisador no equilíbrio químico
CÁLCULO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO
Quando os valores de todas as concentrações ou pressões forem conhecidos no equilíbrio, o
cálculo da constante de equilíbrio poderá ser obtido por meio da substituição dos valores
conhecidos na expressão da constante.
Vamos ver como isso acontece calculando a constante de equilíbrio em termos de
concentração molar de um sistema contendo uma mistura de SO2, O2 e SO3 que atinge o
equilíbrio a 579°C. As concentrações no equilíbrio são 3,82 x 10-3 mol/L, 6,31 x 10-4 mol/L e
1,03 x 10-2 mol/L, respectivamente.
A reação no equilíbrio é: 2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) ⇌ 2 SO3 ( g ) . 
Neste caso, utilizaremos a expressão:
KC =
[ C ] C [ D ] D
[ A ] A [ B ] B ⇒ KC =
SO3
2
O2 SO2
2
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Agora, vamos substituir os valores obtidos experimentalmente na equação de Kc:
Kc =
1 , 03 × 10 - 2 ]2
6 , 31 × 10 - 4 3 , 82 × 10 - 3 ]2
 = 1,15 × 104
O cálculo da constante torna-se mais elaborado a partir do momento em que há informações
sobre as quantidades iniciais dos reagentes e a concentração, no equilíbrio, de apenas um dos
reagentes ou de um dos produtos. Neste caso, vamos obter a concentração dos outros
reagentes e produtos a partir da equação química equilibrada.
[ ]
[ ] [ ]
[
[ ] [
Por exemplo, vamos calcular a constante de equilíbrio de uma solução, 250 mL, preparada
dissolvendo 2,00 mol de etanol (C2H5OH) e 2,00 mol de ácido acético (CH3CO2H) em água, a
100 °C. A quantidade de mols, no equilíbrio, de ácido acético determinada foi de 1,50 mol. O
produto gerado nessa reação é o composto acetato de etila (CH3CO2C2H5).
Observe que só nos é fornecida a quantidade de mols no equilíbrio do ácido acético (1,50 mol).
Para calcular a constante de equilíbrio, precisamos, então, determinar a concentração das
demais espécies no equilíbrio. Normalmente, montamos uma tabela para organizar os dados e
cálculos, conforme as seguintes etapas:
1. Tabelar as concentrações iniciais ou mols iniciais conhecidos.
Equação C2H5OH + CH3CO2H ⇌ CH3CO2C2H5 + H2O
Mols iniciais 2,00 2,00 0,00
Variação de mols 2,00 - 1,50 = 0,50
Concentração no equilíbrio 1,50
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
2. Calcular a variação do número de mols (ou concentração) da espécie cujo valor, no
equilíbrio, é conhecido. Para isso, fazemos a subtração entre o número de mols no equilíbrio e
o número de mols iniciais.
3. Calcular a variação do número de mols ou concentração das demais espécies utilizando a
proporção estequiométrica da reação.
Equação 1 C2H5OH + 1 CH3CO2H ⇌ 1 CH3CO2C2H5+H2O
Mols iniciais 2,00 2,00 0,00
Variação de mols - 0,50 - 0,50 + 0,50
Concentração no equilíbrio 1,50
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
4. Calcular a concentração no equilíbrio.
Equação C2H5OH + CH3CO2H ⇌ CH3CO2C2H5 + H2O
Mols iniciais 2,00 2,00 0,00
Variação de mols - 0,50 - 0,50 + 0,50
Concentração no
equilíbrio
1,50/0,25 = 6,00
mol/L
1,50/0,25 = 6,00
mol/L
0,50/0,25 = 2,00
mol/L
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Assim, montamos nossa tabela:
Equação C2H5OH + CH3CO2H ⇌ CH3CO2C2H5 + H2O
Mols iniciais 2,00 2,00 0,00
Variação de mols
2,00 – 0,50 =
1,50
2,00 – 0,50 =
1,50
0,50
Concentração no
equilíbrio
1,50/0,25 = 6,00
mol/L
1,50/0,25 = 6,00
mol/L
0,50/0,25 = 2,00
mol/L
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Agora que temos a concentração de cada substância no equilíbrio, podemos inseri-la na
expressão da constante de equilíbrio:
Kc =
CH3CO2C2H5
C2H5OH CH3CO2H
=
2 , 00
6 , 00 × 6 , 00 = 5, 55 × 10 - 2
A constante de equilíbrio em termos das pressões parciais pode ser obtida seguindo o mesmo
princípio aplicado para o cálculo da constante de equilíbrio em termos das concentrações
molares. Observe o exemplo a seguir sobre a reação de oxidação do chumbo fundido:
Pb ( l ) +   H2O ( g ) ⇌ PbO ( s ) + H2 ( g )
O valor da constante de equilíbrio, Kp, é igual a 1,3 x 10-4 a 1000 K. O balão de 1000 mL
contém uma mistura de gases com a pressão parcial inicial de H2O a 1,0 atm e H2 a 1,0 x 10-3
atm. Vamos calcular as pressões parciais no equilíbrio:
Assim, montamos nossa tabela:
Equação H2O ⇌ H2
Pressões parciais iniciais 1,0 1,0 x 10-3
Variação da pressão parcial - X + X
Pressão parcial no equilíbrio 1,0 – X 1,0 x 10-3 + X
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
 Dados para a reação de oxidação do chumbo fundido.
Agora que temos a pressão de cada substância no equilíbrio, podemos inseri-la na expressão
da constante de equilíbrio:
Kp =
PH2O
PH2
=
1 , 0 - x
1 , 0 × 10 - 3 + x
= 1, 3 × 10 - 4
1 , 0 - x
1 , 0 × 10 - 3 + x
= 1, 3 × 10 - 4 ⇒ x = 0, 9 atm
Observe que o chumbo fundido e o óxido de chumbo sólido não foram incluídos na expressão
da constante de equilíbrio em termos da pressão. A pressão parcial da água no equilíbrio é de
0,1 atm, e a pressão parcial do gás hidrogênio é de 0,9 atm.
Ao solucionarmos um problema de equilíbrio químico, devemos levar em consideração:
[ ]
[ ] [ ]
1. A reação de maior interesse ou se existem reações paralelas a serem consideradas.
2. A estequiometria da reação, as substâncias que possam afetar a reação, as condições da
reação (temperatura, solvente etc.) e, se for o caso, qual a constante de equilíbrio da reação.
3. Se existe algum reagente ou produto cuja concentração não vai mudar significativamente
durante a reação.
4. A construção de uma tabela contendo informações sobre o número de mols iniciais, a
variação do número de mols e a concentração no equilíbrio.
5. O método matemático que será utilizado – pode ser uma equação linear ou uma equação
quadrática.
Outro recurso que podemos utilizar nos cálculos é a técnica de aproximações sucessivas.
Usamos a aproximação quando a constante de equilíbrio é muito pequena, quando a posição
do equilíbrio favorece os reagentes, ou seja, quando as concentrações iniciais de reagentes
são relativamente altas, e quando a concentração dos reagentes não varia significativamente
ao atingir o equilíbrio.
Então, poderemos escrever que:
[X]EQUILÍBRIO = [X]INICIAL - AX ≈ [X]INICIAL
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A concentração no equilíbrio é igual à concentração inicial. Se o valoraproximado de x for
menor que 5% da concentração inicial, a aproximação será válida.
Vamos aplicar a aproximação para determinar as concentrações de I2 e I na reação I2(g) ⇌ 2 I
(g) . 1 mol de I2 é colocado em um frasco de 2L e aquecido até o equilíbrio. A constante de
equilíbrio é 3,76 x 10-5. Assim, temos:
Assim, montamos nossa tabela:
Equação l2 ⇌ 2l
Pressões parciais iniciais 0,5 0,0
( )
Variação da pressão parcial - X + 2X
Pressão do equilíbrio 0,5 – X +2 X
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
 Dados da reação.
Substituindo os valores na expressão da constante de equilíbrio, temos:
Kc =
I ]2
I2
=
2x )2
( 0 , 5 - x ) = 3, 76 × 10 - 5
4x2
( 0 , 5 - x ) = = 3, 76 × 10 - 5
x = 2, 17 × 10 - 3
Vamos verificar se a aproximação é válida, lembrando que, para isso acontecer, o valor
aproximado de x deve ser menor que 5% da concentração inicial. Logo:
2 , 17 × 10 - 3
0 , 5 × 100 % = 0, 434 %
A constante de equilíbrio permite determinar em qual sentido a reação está deslocada (sentido
dos reagentes ou dos produtos) quando atinge o equilíbrio. Ela também é importante no cálculo
das concentrações das espécies químicas envolvidas na reação quando o equilíbrio for
atingido. Ao substituir as concentrações ou pressões parciais dos produtos e reagentes na
expressão do equilíbrio, em qualquer momento da reação, o resultado é conhecido como
quociente da reação.
O quociente reacional (Q) é obtido pela substituição das pressões parciais ou concentrações
molares dos produtos e reagentes na expressão da constante de equilíbrio (K). Veja a relação a
seguir.
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) = CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO (K)
O sistema estará em equilíbrio.
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) < CONSTANTE DE
[
[ ]
(
EQUILÍBRIO (K)
A reação prosseguirá da esquerda para a direita até que Q = K, ou seja, a reação atingirá o
equilíbrio, formando mais produtos.
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) > CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO (K)
A reação prosseguirá da direita para a esquerda até que Q = K, ou seja, as substâncias do lado
direito da equação química reagirão para formar as substâncias do lado esquerdo da reação.
A figura a seguir resume esse comportamento:
Foto: Química: a ciência central, Theodore Brown, Harold Júnior e Bruce Bursten, 2005, p. 546.
Adaptada por Angelo Souza de Oliveira.
 As ordens de grandeza relativas do quociente de reação (Q) e da constante de equilíbrio
(K) indicam como varia o sentido da reação até o equilíbrio.
Vimos que o quociente reacional se relaciona com a energia livre de Gibbs. Se uma reação é
espontânea ou não, depende da composição.
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) < CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO (K)
∆G é negativo, e as pressões parciais ou concentrações dos produtos estão muito baixas em
relação às pressões ou concentrações dos reagentes para o equilíbrio.
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) = CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO (K)
∆G = 0, a reação não possuirá tendência de mudar de direção, pois está na composição de
equilíbrio.
QUOCIENTE DE REAÇÃO (Q) < CONSTANTE DE
EQUILÍBRIO (K)
∆G é positivo, a reação inversa será espontânea, e ocorre a decomposição dos produtos.
Na prática, quando uma reação possui constantes de equilíbrio muito elevadas, é pouco
provável que a mistura de reagentes corresponda a Q > K. É comum nos referirmos a essas
reações como “espontâneas”.
GRAU DE EQUILÍBRIO OU GRAU DE
AVANÇO (Α)
O grau de equilíbrio (α) indica o quanto se converteu de reagente ou o quanto se formou de
produto. Ele é dado pela seguinte expressão:
Α =
NÚMERO DE MOLS QUE REAGIRAM ATÉ O EQUILÍBRIO
NÚMERO DE MOLS INICIAL
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Por exemplo, observamos, no equilíbrio, 2,5 mols de trióxido de enxofre na reação de
decomposição de 6,0 mols iniciais.
A reação no equilíbrio é 2 SO3 ( s ) ⇌ 2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) . 
O grau de equilíbrio será:
α = 
6 , 0 mols - 2 , 5 mols
6 mols = 
3 , 5 mols
6 , 0 mols = 0, 58 = 0, 58 %
PRINCÍPIO DE LE CHATELIER
Quando uma reação, em um sistema fechado, atinge o equilíbrio, tende a permanecer nesse
estado. No entanto, existem três fatores que podem perturbar o equilíbrio de um sistema
reacional:
1. Alteração da temperatura.
2. Alteração do volume/pressão.
3. Alteração da concentração dos reagentes e produtos.
Esses efeitos são previstos pelo princípio de Le Chatelier, que afirma:
Se um sistema químico está em equilíbrio, e é perturbado por uma variação na
temperatura, pressão ou concentração de um dos componentes, seu equilíbrio pode
deslocar de tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio.
Detalharemos melhor o que acontece quando cada uma dessas perturbações atinge uma
reação em equilíbrio.
EFEITO DA VARIAÇÃO DAS
CONCENTRAÇÕES DE REAGENTES OU
PRODUTOS
Se a concentração de um reagente ou produto for alterada em relação a seu valor no equilíbrio,
à temperatura constante, o sistema deslocará o equilíbrio para uma nova posição, mantendo o
quociente reacional igual a K (Q = K).
O valor de K não se altera quando as concentrações mudam por se tratar de uma constante.
Somente o valor de Q se altera e sempre para se aproximar de K.
A figura a seguir mostra o comportamento do sistema quando se adiciona reagente ou produto:
Foto: Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Peter Atkins e
Loretta Jones, 2012, p. 406.
 (a) Adição de um reagente provoca alteração do equilíbrio (Q < K), com tendência de
formação de produtos.
Foto: Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Peter Atkins e
Loretta Jones, 2012, p. 406.
 (b) Adição de um produto provoca alteração do equilíbrio (Q> K), com tendência de
formação de reagentes.
Se adicionarmos uma substância, ou seja, se aumentarmos a concentração de um composto
em um sistema em equilíbrio, a reação se deslocará de tal forma a estabelecer o equilíbrio pelo
consumo de parte da substância adicionada. A remoção de uma substância fará com que a
reação se mova no sentido que formar mais daquela substância.
Vamos retornar ao exemplo de produção de amônia:
N2 ( g ) + 3 H2 ( g ) ⇌ 2 NH3 ( g )
Neste caso, se adicionarmos H2, fará com que o sistema se desloque de forma a reduzir a
concentração recentemente aumentada de H2. Isso ocorre devido ao consumo de H2 e N2
simultaneamente para formar mais NH3. A remoção de NH3 também provoca um deslocamento
no sentido da produção de mais NH3. Já a adição de NH3 ao sistema provocará o
deslocamento no sentido de redução da concentração de NH3, ou seja, parte da amônia se
decompõe para formar H2 e N2.
Agora, vamos trabalhar algebricamente. Imagine que um balão volumétrico de 1,00 L contém
0,5 mol de I2, 1,5 mol de H2 e 1,0 mol de HI. Nesse sistema, vamos adicionar 1,0 mol de I2.
QUANTO TEREMOS DE CADA COMPOSTO NO NOVO
EQUILÍBRIO?
A reação no equilíbrio é: I2 + H2 ⇌ 2HI.
Assim, temos:
Equação I2 + H2 ⇌ 2 HI
Mols iniciais 0,5 1,5 1,0
Mols após adição de I2
0,5 +
1,0
1,5 1,0
Variação da concentração no deslocamento para a
nova posição de equilíbrio
- X - X + 2X
Concentração no equilíbrio 1,5 - X
1,5 –
X
1,0 +
2X
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
 Dados da reação de produção de amônia.
Definidas as concentrações na nova opção de equilíbrio, vamos, então, calcular a concentração
de cada composto, lembrando que K é igual a 55,64. Logo:
Kc =
HI ]2
I2 H2
=
1 , 0 + 2x )2
( 1 , 5 - x ) ( 1 , 5 - x ) = 55, 64
55, 64 =
1 , 0 + 2x )2
1 , 5 - x )2
⇒ x = 1, 08 mol /L
Assim, a nova posição de equilíbrio se estabelece em [I2] igual a 0,42 mol/L, a [H2] igual a 0,42
mol/L e a concentração de HI igual a 3,16 mol/L.
EFEITO DA VARIAÇÃO DE TEMPERATURA
A variação da concentração dos reagentes e produtos e a variação do volume e da pressão
não influenciam o valor numérico da constante de equilíbrio. Já a temperatura não só perturba
o equilíbrio químico como altera quase todos os valores da constante de equilíbrio.LEMBRA-SE DO GALINHO DO TEMPO QUE VIMOS LÁ
NO INÍCIO?
GALINHO DO TEMPO
[
[ ] [ ]
(
(
(
javascript:void(0)
Foto: Layla Freire.
 Reação de equilíbrio do galinho do tempo.
Detalharemos como ocorre o efeito da modificação da temperatura sobre o equilíbrio.
A cor azul aparece quando o íon [CoCl4]2- está presente. A cor rosa aparece quando o sal é
hidratado, formando o íon complexo [Co(H2O)6]2+. Em outras palavras, quando ocorre o
aumento da temperatura em dias quentes, o equilíbrio desloca a reação no sentido de
formação do [CoCl4]2-. Quando a umidade no ar aumenta, o equilíbrio desloca no sentido de
formação do [Co(H2O)6]2+.
A formação de CoCl4
2- ocorre a partir do Co(H2O)6
2-: processo endotérmico. Vimos que o
composto Co(H2O)6
2- é rosa, e o CoCl4
2- é azul. O equilíbrio é observado pela variação de cor
da solução. Em temperatura ambiente, a solução de CoCl2 em HCl(aq) contém tanto as
espécies químicas CoCl42- quanto as espécies de Co(H2O)62- e a solução tem cor violeta.
O aquecimento da solução promove o deslocamento do equilíbrio para a formação do
composto azul (CoCl42-). Consequentemente, o resfriamento dessa solução resultará no
deslocamento do equilíbrio para produção de Co(H2O)62- (cor rosa).
Dessa forma, em uma reação endotérmica, podemos considerar o calor como um reagente,
ou seja, o aumento da temperatura desloca o equilíbrio para o lado dos produtos. Enquanto em
uma reação exotérmica, consideramos o calor como um produto. Observe o equilíbrio na
figura a seguir:
Imagem: Layla Freire. Adaptada por Angelo de Oliveira
 Efeito da temperatura sobre o equilíbrio Co(H2O)6
2-
 (aq) + 4 Cl- (aq) ⇌ CoCl4
2- + 6 H2O (l) .
Vimos que podemos considerar o calor como um reagente ou produto na reação química.
Assim, temos:
Reação endotérmica: Reagentes + calor ⇌ produtos
Reação exotérmica: Reagentes ⇌ produtos + calor
Na reação endotérmica, o calor é absorvido à medida que os reagentes são convertidos em
produtos. Assim, o aumento da temperatura faz com que o equilíbrio seja deslocado para o
sentido dos produtos, e K aumenta. Em outros termos, para uma reação com ∆H > 0, o
aumento da temperatura desloca o equilíbrio para a direita (formação dos produtos).
Na reação exotérmica, o calor é absorvido conforme os produtos são convertidos nos
reagentes e o equilíbrio desloca para esquerda, e K diminui. Então, para uma reação onde ∆H
< 0, a diminuição da temperatura para uma reação direta desloca para a direita (formação dos
produtos). Observe que a temperatura é o único fator que, além de influenciar no equilíbrio,
altera o valor da constante de equilíbrio. Por exemplo, vamos analisar o efeito da temperatura
em um sistema contendo três gases em equilíbrio. A reação que representa esse sistema é a
seguinte:
2 NOCl ( g ) ⇌ 2 NO ( g ) + Cl2 ( g )
 ∆ H⁰ = + 77, 1 kJ
O QUE VOCÊ ACHA QUE ACONTECERÁ COM A
CONCENTRAÇÃO DO NOCL NO EQUILÍBRIO QUANDO
A TEMPERATURA DO SISTEMA SE ELEVAR?
A concentração de NOCl diminuirá. A reação no sentido direto é uma reação endotérmica.
Logo, ao elevar a temperatura, o equilíbrio desloca para a formação dos produtos, diminuindo,
assim, a concentração de NOCl.
Agora, analisaremos a reação de produção do trióxido de enxofre:
2 SO2 ( g ) + O2 ( g ) ⇌ 2 SO3 ( g ) ∆ H⁰ = - 197, 8 kJ
O QUE VOCÊ ACHA QUE ACONTECERÁ COM A
CONCENTRAÇÃO DO SO3 NO EQUILÍBRIO QUANDO A
TEMPERATURA DO SISTEMA SE ELEVAR?
Neste caso, o aumento da temperatura não favorece a reação direta, pois esta é uma reação
exotérmica. Logo, ao elevar a temperatura, ocorre a decomposição do SO3, e o equilíbrio
desloca para a formação de SO2 e O2.
O esquema a seguir mostra, de forma resumida, o efeito da temperatura sobre sistemas
endotérmicos e exotérmicos, em equilíbrio:
Foto: Layla Freire.
 Efeito da variação de temperatura sobre o sistema em equilíbrio.
EFEITO DA VARIAÇÃO DE VOLUME E DE
PRESSÃO
Vimos que sempre que ocorre uma alteração em um sistema em equilíbrio, ele responde
deslocando sua posição para um novo equilíbrio. A diminuição do volume em um sistema
ocasiona o aumento de sua pressão total. Assim, à temperatura constante, a redução de
volume de uma mistura gasosa em equilíbrio faz com que o sistema desloque no sentido
de reduzir o número de moléculas de gás.
De forma contrária, quando ocorre o aumento do volume, a pressão em um sistema gasoso
diminui, e o equilíbrio é deslocado no sentido de produzir mais moléculas de gás.
Analisemos a reação em equilíbrio 2 NO2(g) ⇌ N2O4(g). Sabemos que, ao comprimir o
sistema, ou seja, diminuir o volume, a pressão aumenta. Pela reação, observamos que há duas
moléculas de NO2 que se combinam para formar uma molécula de N2O4, ou seja, o número de
moléculas diminui no sentido de formação dos produtos. Logo, a compressão favorece a
formação do N2O4.
Com isso, observamos que, de modo geral, em qualquer reação que envolva gases:
REDUÇÃO DO VOLUME (OU AUMENTO DA PRESSÃO)
É contrabalançada pelo deslocamento do equilíbrio para o lado da reação que contém o menor
número de mols de gases.

EXPANDIR O VOLUME (OU A PRESSÃO DIMINUIR)
O deslocamento do equilíbrio será para o lado com maior número de mols de gases.
A figura a seguir ilustra o efeito da variação de volume/pressão sobre um sistema em equilíbrio
químico:
Foto: Layla Freire.
 Efeito da variação de volume/pressão sobre um sistema em equilíbrio químico.
O QUE OCORRE QUANDO O NÚMERO DE MOLS DOS
REAGENTES É IGUAL AO NÚMERO DE MOLS DOS
PRODUTOS?
Neste caso, em que a quantidade de mols dos produtos é igual às quantidades de mols
dos reagentes, o equilíbrio químico não sofre deslocamento por influência da variação
da pressão.
Observe os exemplos a seguir:
EXEMPLO 1
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g): nº de mols reagentes > nº mols produtos
O aumento da pressão/contração do volume faz com que o equilíbrio se desloque para o
lado de menor número de mols – neste caso, para a formação dos produtos. De forma
contrária, a diminuição da pressão/expansão do volume faz com que o equilíbrio se
desloque para o sentido de maior número de mols – neste caso, para a formação de N2 e H2.
EXEMPLO 2
N2O4(g) ⇌ 2 NO2(g): nº de mols reagentes < nº mols produtos
O aumento da pressão/contração do volume faz com que o equilíbrio se desloque para o
lado de menor número de mols – neste caso, para a formação dos reagentes. De maneira
contrária, a diminuição da pressão/expansão do volume faz com que o equilíbrio se
desloque para o sentido de maior número de mols – neste caso, para a formação de NO2.
EXEMPLO 3
H2(g) + Cl2(g) ⇌ 2 HCl(g): nº de mols reagentes = nº mols produtos
Tanto o aumento quanto a diminuição da pressão/volume não alteram o equilíbrio químico.
EFEITO DO CATALISADOR
Embora não esteja contido no princípio de Le Chatelier, o catalisador tem efeito muito
importante na cinética de uma reação química.
VOCÊ ACHA QUE ELE PODE INFLUENCIAR O
EQUILÍBRIO?
Vamos relembrar a função do catalisador.
Quando adicionado em uma reação química, o catalisador atua diminuindo a barreira de
ativação entre os reagentes e os produtos tanto na reação direta quanto na reação inversa.
Logo, resulta no aumento da velocidade na qual o equilíbrio é atingido, mas não influencia a
composição da mistura no equilíbrio. O catalisador também não altera o valor da
constante de equilíbrio da reação. .
A imagem a seguir demonstra esse processo:
Foto: Shutterstock.com. Adaptada por Layla Freire.
 Efeito do catalisador na energia de ativação.
O catalisador possui grande importância no meio industrial. Na produção de amônia pelo
processo Haber, citado anteriormente, o cientista teve de lidar com um desafio. O aumento da
temperatura diminuía rapidamente a constante de equilíbrio. O processo necessitava de
temperaturas elevadas para a conversão satisfatória de nitrogênio e hidrogênio em amônia.
Contudo, a quantidade de amônia obtida era muito pequena.
QUAL ERA A SOLUÇÃO?
Haber desenvolveu um catalisador à base de ferro misturado com óxidosmetálicos. Esse
catalisador permitiu uma aproximação razoavelmente rápida do equilíbrio à temperatura
suficientemente baixa. Como consequência, a constante de equilíbrio ainda era razoavelmente
grande. O catalisador permitiu uma aproximação rápida do equilíbrio a temperaturas
relativamente baixas para o processo.
CONSTANTE DE EQUILÍBRIO E
PERTURBAÇÕES DE UM EQUILÍBRIO
O especialista Luiz Américo soluciona exercícios envolvendo os cálculos das constantes de
equilíbrio. Também apresenta o princípio de Le Chatelier, ilustrando graficamente os efeitos de
perturbações nos sistemas segundo esse princípio.
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. (ADAPTADO DE: IBFC - FSA-SP - TÉCNICO EM LABORATÓRIO DE
CIÊNCIAS NATURAIS - 2019)
O BROMETO DE CARBONILA (COBR2) SE DECOMPÕE EM CO E BR2 COM
UMA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO KC IGUAL A 0,190, A 73°C:
COBR2 ( G ) ⇌ CO ( G ) + BR2 ( G )
SE FOR COLOCADO 0,015 MOL DE COBR2 EM UM BALÃO DE 2,5L,
QUAIS SÃO AS CONCENTRAÇÕES DO CO E DO BR2 EM EQUILÍBRIO
(KOTZ; TREICHEL, 2002, P. 60)?
A) [CO] = [Br2] = 0,014 M.
B) [CO] = [Br2] = 0,022 M.
C) [CO] = [Br2] = 0,034 M.
D) [CO] = [Br2] = 0,053 M.
E) [CO] = [Br2] = 0,055 M.
2. (ADAPTADO DE: CONSULPLAN - SEDUC-PA - PROFESSOR DE
QUÍMICA - 2018)
SOBRE A LEI DE CHATELIER E O EQUILÍBRIO QUÍMICO NA FASE
GASOSA, ASSINALE A ALTERNATIVA INCORRETA:
A) Adicionando uma substância gasosa (reagente ou produto), a reação será deslocada no
sentido de consumir toda a substância adicionada.
B) Se um sistema em equilíbrio for perturbado por alguma variação, reagirá de modo a
contrabalancear parcialmente o efeito da variação.
C) Um equilíbrio pode ser perturbado de três modos: adicionando ou removendo reagente ou
produto sob forma gasosa, variando o volume do sistema ou variando a temperatura.
D) Quando o volume de um sistema em equilíbrio é diminuído, ocorre reação para diminuir o
número total de mols do gás. Quando o volume é aumentado, ocorre a reação que aumenta o
número total de mols de gás.
E) Na reação endotérmica, o calor é absorvido à medida que os reagentes são convertidos em
produtos. Assim, o aumento da temperatura faz com que o equilíbrio seja deslocado para o
sentido dos produtos, e K aumenta.
GABARITO
1. (Adaptado de: IBFC - FSA-SP - Técnico em Laboratório de Ciências Naturais - 2019)
O brometo de carbonila (COBr2) se decompõe em CO e Br2 com uma constante de
equilíbrio Kc igual a 0,190, a 73°C:
COBr2 ( g ) ⇌ CO ( g ) + Br2 ( g )
Se for colocado 0,015 mol de COBr2 em um balão de 2,5L, quais são as concentrações
do CO e do Br2 em equilíbrio (KOTZ; TREICHEL, 2002, p. 60)?
A alternativa "C " está correta.
Montando a tabela de dados para reação, temos:
Equação COBr2 ⇌ CO + Br2
Mols iniciais 0,015 0 0
Variação de mols - X + X + X
Concentração no equilíbrio (0,015/2,5) - X + X + X
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
Substituindo os dados na equação da constante de equilíbrio, temos:
Kc =
Br2 CO
COBr2
 = 
( x ) ( x )
6 × 10 - 3 - x
⇒ 0, 190 = 
x2
6 × 10 - 3 = x = 0, 034 M
[ ] [ ]
[ ] ( )
2. (Adaptado de: CONSULPLAN - SEDUC-PA - Professor de Química - 2018)
Sobre a Lei de Chatelier e o equilíbrio químico na fase gasosa, assinale a alternativa
incorreta:
A alternativa "A " está correta.
Ao adicionar uma substância, o equilíbrio desloca no sentido contrário a essa perturbação.
CONCLUSÃO
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Entendemos a natureza e as características do estado de equilíbrio. Vimos que as reações são
reversíveis, e que o equilíbrio é dinâmico. Estudamos que uma reação reversível é
representada pelos reagentes, uma dupla seta e os produtos, nessa sequência.
Além disso, a constante de equilíbrio pode ser calculada pela concentração molar dos
reagentes e produtos. Neste caso, chamamos a constante de equilíbrio de Kc. E, quando
calculamos utilizando as pressões parciais dos reagentes e produtos, chamamos a constante
de Kp.
Também aprendemos que não devemos aplicar na expressão da constante de equilíbrio as
concentrações de sólidos e líquidos, e que a constante de equilíbrio se altera com a
estequiometria da reação e com a temperatura.
Por fim, verificamos que o princípio de Le Chatelier prevê o efeito de perturbações sobre o
equilíbrio de um sistema reacional. Tais perturbações podem ser: a variação da temperatura, a
variação da concentração ou a variação do volume (ou da pressão).
AVALIAÇÃO DO TEMA:
REFERÊNCIAS
ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio
ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. cap. 10.
BROWN, T. L.; LEMAY JÚNIOR, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central. 9. ed. São
Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. cap. 15.
HAGE, D. S.; CARR, J. D. Química Analítica e análise quantitativa. 1. ed. São Paulo:
Pearson Prentice Hall, 2012. cap. 6.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P. Química e reações químicas. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2002. v.
2, cap. 16.
EXPLORE+
Para verificar o comportamento de uma substância e como o equilíbrio químico pode ser
afetado pela variação de pressão, pesquise no YouTube e assista ao vídeo publicado por
Gabriel Vieira (2012): Pontociência – Le Chatelier e a pressão.
Para saber mais sobre o equilíbrio químico, sugerimos a leitura do artigo Ensino do
conceito de equilíbrio químico: uma breve reflexão, de Sabadini e Bianchi, publicado em
2007.
CONTEUDISTA
Layla Fernanda Alves Freire
 CURRÍCULO LATTES
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