SLIDE VI - ESTUDO DO EQUILÍBRIO QUÍMICO

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FÍSICO-QUÍMICA
ESTUDO DO EQUILÍBRIO 
QUÍMICO – KC e KP
Professor: Alexandre Vargas Grillo
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Sumário
1) História
2) Definição e Características
3) Equilíbrio químico em bases cinéticas
4) Equilíbrio Químico – Análise Gráfica
5) Relação entre a constante de equilíbrio em função das pressões parciais,
Kp, e a constante de equilíbrio em função das concentrações molares, Kc.
Relação entre KP e KC.
6) Equação de Van’t Hoff
7) Resolução de questões de Equilíbrio Químico
8) Princípio de Le Chatelier
9) Exercício de Fixação
10) Referência Bibliográfica
11) Currículo Vitae – Professor Alexandre Vargas Grillo
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1. História
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 Em 16 de agosto de 1797, Napoleão Bonaparte, o então imperador francês em 1804, fez uma expedição um tanto
quanto diferente. A ideia de Napoleão era invadir o Egito.
 Os franceses na visão de Napoleão iriam ao Egito para ensinar e aprender. Ensinariam, porque o Egito era retrógrado e
Napoleão, assim como Péricles, acreditava que seu país tinha uma missão civilizadora maior. Com isso, com o
consentimento do Parlamento Francês, Napoleão começou a recrutar um tipo incomum de exército: um verdadeiro
exército acadêmico, com cientistas e artistas. Estas pessoas não sabiam onde estavam indo, por causa de espiões ingleses;
ele simplesmente convidou a se juntarem a uma nova expedição.
 Dos 150 civis convidados por Napoleão estava Claude Berthollet, um taciturno químico que havia complementado a
forja em bronze de Monge com um novo método para fabricar pólvora, passou semanas nos lagos de natrão do deserto da
Líbia estudando um fenômeno químico: a formação de carbonato de sódio por contato do sódio com o carbonato de cálcio
que existe no leito dos lagos. A maioria das pessoas acreditavam na época, que as mudanças químicas eram causadas por
“afinidade eletiva”, mas como resultado de sua pesquisa Berthollet mostrou em seu Essai de Statique Chimique que
reações químicas dependem em parte das massas de substâncias reagentes, aproximando-se assim de formular as lei de
ação das massas.
2. Definição e Características
Equilíbrio Químico é um estado caracterizado pelas propriedades macroscópicas serem constantes. Uma das
características importantes do estado de equilíbrio refere-se ao fato de que o equilíbrio é estabelecido a partir do
momento em que o sistema a ser estudado esteja fechado, ou seja, o equilíbrio químico de um processo só pode ser
alcançado em um sistema fechado.
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A partir do momento em que o sistema fica em equilíbrio, há o que definimos de processo reversível. Um processo
reversível, regido por uma reação química reversível, atinge o equilíbrio a partir do momento em que a velocidade da
reação direta for igual a velocidade da reação inversa, conforme veremos adiante.
Três importantes características para o equilíbrio químico
 O equilíbrio químico não é móvel e sim dinâmico;
 Os sistemas que são estudados tendem a se deslocarem de forma espontânea a um estado de equilíbrio químico;
 Somente os fatores externos podem afastar o sistema do seu estado de equilíbrio.
3. Equilíbrio químico em bases cinéticas
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Caio Maximilian Guldberg e Perter Waage foram dois químicos noruegueses, que em 1864 estudaram as
relações cinéticas através da lei da ação das massas, que enunciaram da seguinte maneira:
“A velocidade de uma reação química é diretamente proporcional ao produto das massas ativas dos seus 
respectivos reagentes.”
Diante deste estudo, considere a equação química hipotética no estado gasoso, do tipo: aA(g) + bB(g) ⇄ cC(g) +
dD(g).
De acordo com os estudos dos dois químicos, a velocidade da reação direta é igual à seguinte equação
matemática, expressa pela equação 1: Vdireta = kd.[A]a.[B]b, em que kd é a velocidade específica da reação
direta.
A velocidade da reação inversa é expressa através da seguinte equação 2: Vinversa = ki.[C]c.[D]d, em que ki é a
velocidade específica da reação inversa.
Condição de equilíbrio químico: velocidades da reação direta igual a velocidade da reação inversa. Vdireta =
Vinversa
3. Equilíbrio químico em bases cinéticas
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3. Equilíbrio químico em bases cinéticas
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4. Equilíbrio Químico – Análise Gráfica
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A ideia de equilíbrio químico pode ser apresentada através da Figura abaixo. 
Para uma equação química homogênea gasosa representada por aA(g) + bB(g) ⇄ cC(g) + dD(g), observa-se o
comportamento tanto dos reagentes quanto dos produtos da reação direta.
A e B desaparecendo
C e D aparecendo
0
0 TEMPO
CONCENTRAÇÕES
NO EQUILÍBRIO
ESTADO
INICIAL MUDANÇA EQUILÍBRIO
C
O
N
C
E
N
T
R
A
Ç
Ã
O
O diagrama ao lado mostra o comportamento dos reagentes e
produtos ao longo do tempo, levando em consideração suas
quantidades estequiométricas. A partir de um determinado
tempo, conforme pode ser visualizado pela linha tracejada
verticalmente, o equilíbrio químico é estabelecido, e, com isso,
as concentrações dos participantes químicos ficam inalterados.
5. Relação entre KP e KC
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5. Relação entre KP e KC
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5. Relação entre KP e KC5. Relação entre KP e KC
6. Equação de Van’t Hoff
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6. Equação de Van’t Hoff
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7. Resolução de questões - Equilíbrio Químico
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N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g)
Início n 0
Reage nα 2nα
Equilíbrio n - nα 2nα
7. Resolução de questões - Equilíbrio Químico
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7. Resolução de questões - Equilíbrio Químico
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NH2COONH4(s)
(mol)
2 NH3(g) (mol) CO2(g) (mol)
Início n 0 0
Reage nα 2nα nα
Equilíbrio n - nα 2nα nα
Resolução: Alternativa E.
Equação química da decomposição do carbamato de amônio sólido:
NH2COONH4(s) ⇄ 2 NH3(g) + CO2(g)
Base de cálculo: n (mol) inicial de carbamato de amônio sólido no início
da reação. Tabela de equilíbrio químico:
7. Resolução de questões - Equilíbrio Químico
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7. Resolução de questões - Equilíbrio Químico
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X(g) ⇄ 2Y(g) ½ Z(g)
Início 
P0 0 0
Reage
P0α 2P0α ½P0α
Equilíbrio P0 - P0α 2P0α ½P0α
8. Princípio de Le Chatelier
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Efeito da pressão Variações de pressão afetam acentuadamente apenas os equilíbrios químicos que envolvem reações nas
quais são produzidos ou consumidos gases. Para sistemas em equilíbrio onde apenas líquidos e/ou sólidos estão presentes,
o efeito da variação de pressão é, em geral, desprezível (exceto se altas pressões são requeridas). O aumento na pressão de
um sistema gasoso em equilíbrio (para uma temperatura constante) equivale a uma diminuição no volume total da mistura
de gases. Desse modo, o equilíbrio será deslocado para o lado da reação que tiver menor quantidade molar total de
reagente(s) ou produto(s) gasoso(s). Por exemplo, no equilíbrio
Efeito da temperatura A variação da temperatura modifica o valor numérico da constante de equilíbrio.
Qualitativamente, entretanto, a influência da temperatura sobre a posição de um equilíbrio químico pode ser prevista com
a ajuda do Princípio de Le Chatelier. Caso a reação direta sendo endotérmica, com o aumento da temperatura o equilíbrio
será deslocado para a direta, caso contrário, diminuindo a temperatura do sistema reacional, o equilíbrio seja deslocado
para a esquerda.
Efeito da concentração Pelo Princípio de Le Chatelier podemos obter as informações necessárias para descrever
qualitativamente como um equilíbrio químico se desloca pelas alterações nas concentrações das várias espécies que nele
atuam. Considere a reação reversível, N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g). Aumentando a concentração da quantidade de matéria de
oxigênio molecular, [O2], o equilíbrio será deslocado para a direita, enquanto se houver a diminuição, por exemplo, da
concentração da quantidade de matéria de nitrogênio gasoso, [N2], o equilíbrio será deslocado para a esquerda.
8. Princípio de Le Chatelier
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Exemplo Aplicativo I – (ITA) O método de Haber para a produção de amônia é baseado no estabelecimento do seguinte
equilíbrio N2(g) + 3H2(g)⇄ 2 NH3(g); K; a partir de misturas de nitrogênio e hidrogênio comprimido. Pensando em alguns
aspectos do problema, poderia se chegar à conclusão de que é mais interessante trabalhar emtemperaturas mais baixas.
Pensando em outros aspectos, poderia se chegar à conclusão contrária. Discuta o problema envolvido em um e em outro
caso.
Resolução: A reação de síntese do NH3 é um processo exotérmico, conforme pode ser observado a seguir.
N2(g) + 3H2(g)⇄ 2 NH3(g), H < 0.
Pelo princípio de Le Chatelier, ao acrescentar calor ao sistema, ele será deslocado para a esquerda, com isso, irá ocorrer a
diminuição do rendimento da reação (Kc diminui).
Com a diminuição da temperatura, o equilíbrio será deslocado para a direita, (Kc aumenta), com isso, o rendimento
aumenta. Porém, em baixas temperaturas, sendo o rendimento maior, a velocidade do processo é muito pequena tanto para
o processo direto quanto para o processo inverso, o que acarreta que o equilíbrio vai demorar a se estabilizar. Então, o que
deve ser feito é a obtenção de valores intermediários para a temperatura, isto é, nem muito baixa para comprometer o
rendimento do processo. Esta temperatura ocorre em torno de 400°C.
8. Princípio de Le Chatelier
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8. Princípio de Le Chatelier
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Exemplo Aplicativo III – (IME) Na reação N2(g) + O2(g) ⇄ 2 NO(g) - 43000 cal. Dizer o efeito sobre o seu equilíbrio, por:
a) aumento de temperatura à pressão constante;
b) diminuição de pressão à temperatura constante;
c) aumento de concentração de O2;
d) diminuição de concentração de N2;
e) aumento de concentração de NO;
f) presença de um catalisador.
Resolução: Analisando a questão pelo princípio de Le Chatelier.
Item a) Como a reação é endotérmica (N2(g) + O2(g) + 43000 cal ⇄ 2 NO(g)), com o aumento da temperatura o equilíbrio
será deslocado para a direita.
Item b) Com a diminuição da pressão do sistema, não haverá nenhuma influência sobre o deslocamento de equilíbrio.
Item c) Aumentando a concentração da quantidade de matéria de oxigênio molecular, [O2], o equilíbrio será deslocado
para a direita.
Item d) Diminuindo a concentração da quantidade de matéria de nitrogênio gasoso, [N2], o equilíbrio será deslocado para
a esquerda.
Item e) Aumentando a concentração da quantidade de matéria de monóxido de nitrogênio, [NO], o equilíbrio será
deslocado para a esquerda.
Item f) O catalisador não influencia em nada no deslocamento do equilíbrio, apenas faz com que o processo ocorra com
maior velocidade.
8. Princípio de Le Chatelier
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8. Princípio de Le Chatelier
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Exemplo Aplicativo V – As seguintes equações químicas abaixo são exotérmicas.
2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g)
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g)
Explique o efeito de aumentar a temperatura e a pressão sobre a mistura em equilíbrio para cada um dos dois sistemas
reacionais.
Resposta:
Item a) Equação química : 2 SO2(g) + O2(g) ⇄ 2 SO3(g). Como a equação química é exotérmica, logo, com o aumento da
temperatura do sistema, o equilíbrio será deslocado para a esquerda, favorecendo o dióxido de enxofre e o oxigênio
molecular. Aumentando a pressão do sistema, o equilíbrio será deslocado para a direita, favorecendo o anidrido sulfúrico.
Item b) Equação química balanceada: N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g). Como a reação química é exotérmica, logo, com o
aumento da temperatura do sistema, o equilíbrio será deslocado para a esquerda, favorecendo os gases nitrogênio e
oxigênio. Aumentando a pressão do sistema, o equilíbrio será deslocado para a direita, favorecendo a amônia.
9. 
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EXERCÍCIO 
DE FIXAÇÃO
9. Exercício de Fixação
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Questão A - (IME) Tomou-se uma amostra de 130 gramas de zinco metálico para reagir com uma solução aquosa diluída de ácido clorídrico em quantidade estequiométrica. Dessa reação, observou-
se a formação de gás, que foi aquecido a 227°C e transportado para um balão fechado de cinquenta litros. Esse balão continha, inicialmente, iodo em fase gasosa a 227°C e 3,28 atm. Após o equilíbrio,
verificou-se que a constante de equilíbrio Kc a 227°C é igual a 160. Considerando que a temperatura permaneceu constante durante o processo, determine a pressão final total no balão.
Questão B - (IME) Uma amostra de IBr de massa 8,28 gramas é aquecida a 227°C em um recipiente de 0,25 litros decompondo-se parcialmente em iodo e bromo. Sabendo-se que ao atingir o
equilíbrio, em fase gasosa, a pressão parcial do bromo é de 3,08 atmosferas, calcule o valor da constante de equilíbrio.
Questão C – (IME) A reação dada pela equação abaixo: CH3COOH + C2H5OH ⇄ CH3COOC2H5 + H2O tem constante de equilíbrio (Kc) igual a 4,00 a temperatura de 100°C. Calcule as
concentrações de equilíbrio em mol por litro de cada componente, partindo da condição inicial de 120,0 gramas de ácido acético e de 92,0 gramas de etanol, a um volume V do sistema.
Questão D – (IME) A constante de equilíbrio do processo A(sólido) + 2B(gás) ⇄ 2C(gás). Tem um valor numérico igual a 0,64. Que concentração de "C" estará em equilíbrio com 0,1 mol.L-1 de "A" e 0,5
mol.L-1 de "B"?
Questão E – Demonstre que para o seguinte equilíbrio químico, representado pela equação química N2O4(g) ⇄ 2 NO2(g), que a constante Kp é dada pela seguinte relação Kp = {4.α²/(1 - α²)}.pT.
Questão F – (IME – MODIFICADA) Em um recipiente de dois litros, que se encontrava completamente vazio, sob vácuo, foi colocada uma amostra de 10,0 gramas de PCl5. Em seguida, a amostra
foi aquecida a 500 K, ocorrendo a decomposição do PCl5, conforme a equação química: PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g). Sabendo que, no equilíbrio, a pressão medida no recipiente foi de 1,551 atmosferas e
que todos os gases envolvidos são de comportamento ideal, calcule a constante de equilíbrio na reação de decomposição do PCl5.
Questão G – (IME) Dois experimentos foram realizados a volume constante e à temperatura T. No primeiro, destinado a estudar a formação do gás fosgênio, as pressões parciais encontradas no
equilíbrio foram 0,130 atm para o cloro, 0,120 atm para o monóxido de carbono e 0,312 atm para o fosgênio. No segundo, estudou-se a dissociação de n mols de fosgênio de acordo com a reação:
COCl2(g) = CO(g) + Cl2(g), sendo a pressão total P, no equilíbrio a 1 atm. Calcule o grau de dissociação α do fosgênio após o equilíbrio ser alcançado.
Questão H – A um frasco se adiciona certa quantidade de pentacloreto de fósforo (PCl5), que se decompõe por aquecimento até atingir o equilíbrio: PCl5(g) ⇄ PCl3(g) + Cl2(g). A 250°C, Kp = 2,025.
Calcule a densidade da mistura gasosa após o equilíbrio, considerando que a pressão da mistura no estado de equilíbrio é 1 atm.
Questão I – (SIMULADO ESTILO IME) Considere uma mistura gasosa em equilíbrio: A(g) ⇄ B(g) + C(g) em que as massas molares de cada gás são as seguintes: MA = 100 g.mol-1, MB = 25 g.mol-1
e MC = 75 g.mol-1. O equilíbrio foi alcançado quando 1 mol de A(g) se decompôs em B(g) e C(g). A 27°C e 1 atm, a densidade da mistura gasosa em equilíbrio é de 3,0 g.L-1. Determine o grau de
dissociação de A(g) para que se atinja o equilíbrio. Dado: R = 0,08206 atm.L.mol-1.K-1.
Questão J – (IME) Considere a reação: AB2(g) + A(s) → 2 AB(g). Atingido o equilíbrio nas CNTP, a fase gasosa apresenta fração molar de AB2 igual a 0,1. Em que pressão, à mesma temperatura, a
fração molar de AB na fase gasosa, no equilíbrio, seria igual a 0,8?
Questão K – (IME) A equação a seguir é representativa da reação de formação da amônia: 1/2 N2(g) + 3/2 H2(g) ⇄ NH3(g). Deduza uma expressão para a constante de equilíbrio, Kp, desta reação, em
função da pressão total da mistura reacional, PT, e da pressão parcial da amônia, PNH3, considerando que os reagentes estão em quantidades estequiométricas.
10. Referência bibliográfica
I. Físico-Química: Uma aplicação aos materiais. Rupen Adamian, Ericksson Rocha e Almendra. Rio de Janeiro: COPPE – UFRJ, 2002.
II. Curso de Termodinâmica Aplicada às Máquinas. Abrahão Izecksohn; Imprensa Nacional Rio de Janeiro – 1943.
III. Introduction to the Thermodynamics of Materials Fourth Edition. David R. Gaskell. Taylor & Francis, New York – London, 2003.
IV. Curso de Física Básica 2 – Fluidos. H. Moysés Nussenzveig. São Paulo: Edgard Blucher, 1981.
V. Principles of Physical ChemistryFour Edition. Samuel H. Maron; Carl F. Prutton. Editora Collier Macmillian Student Editions, New York, 1965.
VI. Química Geral – Volume 2. Linus Pauling. AO LIVRO TÉCNICO SA – Indústria e Comércio. Rio de Janeiro, 1982.
VII. Química Geral – Volume 2. Brady, J. E.; Humiston, G. E. tradução de Cristina Maria Pereira dos Santos e Roberto Barros Faria. Segunda edição.
Rio de Janeiro. Livros técnicos e científicos Editora, 1986.
VIII. Físico-Química – Volume 1, Levine, I. N. Tradução e revisão técnica Edilson Clemente da Silva, Oswaldo Esteves Barcia – Rio de Janeiro: LTC
2012.
IX. Termodinâmica e Física da Estrutura da Matéria – Segunda Edição. Rui Manuel A. Dilão. Escolar Editora, 2014.
X. Atkins, P, & Jones, L. Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente – Quinta Edição. Editora bookman, 2012.
XI. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 8ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2008.
XII. Atkins, P. W.; Paula de, J. Físico-Química”, 10ªedição, volume um. Livros Técnicos e Científicos - LTC, Rio de Janeiro, 2018.
XIII. Crockford, H. D. e Samuel B. Knight; tradução e revisão de Horácio Macedo, Livre docente da UFRJ – Instituto de Química. Fundamentos de
Físico-Química. Rio de Janeiro, Livros Técnicos e Científicos, 1977.
XIV. Moore, W. J. Físico-Química - tradução da quarta edição americana: Tibor Rabockai [e outros]. Supervisão Ivo Jordan. Editora da Universidade de
São Paulo, 1976.
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11. CV – Alexandre Vargas Grillo
Alexandre Vargas Grillo é Doutor em Engenharia de
Materiais e Processos Químicos e Metalúrgicos pela
PUC-Rio, Mestrado na mesma área pela própria
PUC-Rio e graduado em Engenharia Química
também pela PUC-Rio.
Atualmente atua como Professor do Instituto Federal
do Rio de Janeiro – IFRJ – Campus Nilópolis,
Na pesquisa atua em Engenharia de Processos
Químicos e Metalúrgicos em Síntese de
Nanopartículas, além de atuar na Química, mais
especificamente na Físico-Química em
Nanotecnologia.
Atua como professor e coordenador das Olimpíadas
de Química do Rio de Janeiro – OQRJ e também no
próprio campus que leciona – IFRJ – Nilópolis.
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