Tema 4 - Equilíbrio Químico de Sistemas Ideais e Reais

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Equilíbrio químico em sistemas ideais e
não ideais
Conceituação de equilíbrio químico. Cálculo e aplicações da constante de equilíbrio tanto em sistemas com
comportamento ideal quanto em sistemas não ideais.
Prof. Bruno Cavalcante Di Lello
1. Itens iniciais
Propósito
A conceituação de equilíbrio químico e o cálculo da constante de equilíbrio em situações de idealidade do
sistema e de não idealidade são conhecimentos necessários para o profissional que utiliza a ciência química
em suas atividades.
Preparação
Antes de iniciar seus estudos, tenha em mãos uma calculadora científica — pode ser a de um smartphone ou
celular.
Objetivos
Reconhecer o conceito de equilíbrio químico.
Descrever o deslocamento de equilíbrio químico e a aplicação do princípio de Le Chatelier.
Descrever o conceito de atividade das espécies químicas em um meio químico.
Aplicar a lei limite de Debye-Hückel para determinar as atividades de espécies no meio químico.
Introdução
As transformações químicas avançam valendo-se da conversão de reagentes em produtos. Uma grande parte
dessas transformações são reversíveis, isto é, produtos formados podem ser reconvertidos em reagentes. 
As quantidades de produtos e reagentes em um sistema se estabilizam, sem alterações das massas
presentes, quando o equilíbrio químico é alcançado. Esse estado de equilíbrio é dinâmico. Embora não haja
variação das quantidades de produtos e reagentes, as conversões direta e inversa continuam a ocorrer com
as mesmas velocidades. 
Em nosso estudo, conheceremos os critérios para o estabelecimento do equilíbrio químico e para a
determinação da constante de equilíbrio, além de entender os conceitos de atividade das espécies em um
sistema. 
• 
• 
• 
• 
1. Conceito de equilíbrio químico
Equilíbrio químico
O equilíbrio químico representa o momento em que o sistema em transformação alcança um estado que não
apresenta favorecimento da reação direta ou da reação inversa. Quando o equilíbrio químico é alcançado, as
quantidades de produtos e de reagentes presentes no sistema permanecem invariáveis. Embora as
quantidades tenham valores constantes, a reação continua a ocorrer.
No estado de equilíbrio químico dinâmico, as velocidades da conversão direta e da reação inversa
(produtos se transformando em reagentes) se igualam. 
Numericamente, podemos indicar esse momento por meio da constante de equilíbrio, K, que é um parâmetro
adimensional. Veremos a seguir como calcular a constante de equilíbrio de uma reação por meio de duas
abordagens. 
A primeira abordagem, mais simples, baseada nos valores numéricos das concentrações de equilíbrio, será
explorada neste módulo. Nos módulos subsequentes, trataremos da segunda abordagem, que se apoia nas
atividades das espécies em equilíbrio. 
A constante de equilíbrio para uma reação química: K
A constante de equilíbrio é uma das melhores ferramentas para verificarmos o avanço de uma reação química
de forma direta. O seu valor indica quanto dos reagentes foi convertido em produtos. Veja alguns critérios e
abordagens.
Abordagem 1 – Sistemas ideais
A constante de equilíbrio representa a relação entre as concentrações de produtos e reagentes
quando o equilíbrio químico é alcançado. Essa abordagem é a mais utilizada e permite o cálculo
simplificado da constante de equilíbrio. Está presente em todas as áreas da química, por exemplo na
química analítica, na química geral, na química orgânica e, claro, na físico-química. Neste módulo,
iremos utilizar essa abordagem para definir e tratar da constante de equilíbrio e do equilíbrio químico.
Abordagem 2 – Sistemas não ideais
A constante de equilíbrio representa a relação entre as atividades de produtos e reagentes quando o
equilíbrio químico é alcançado. Essa abordagem é a mais adequada e matematicamente correta para
o cálculo da constante de equilíbrio, entretanto, seu uso é mais complexo, em virtude da dificuldade
de se determinar as atividades das espécies presentes. O conceito de atividade e as suas formas de
determinação serão discutidos no módulo 3. Com base nos valores das atividades no equilíbrio
químico, poderemos calcular a constante de equilíbrio da reação em sistemas não ideais. 
A constante de equilíbrio com base nas concentrações no equilíbrio
A primeira abordagem, mais amplamente utilizada pela ciência química por conta da praticidade de cálculo,
utiliza as concentrações das espécies no equilíbrio para o cálculo da constante de equilíbrio. 
O cálculo da constante de equilíbrio tem algumas particularidades no que se refere aos coeficientes
estequiométricos reacionais e ao estado físico das espécies presentes. Vejamos essas particularidades: 
Os coeficientes estequiométricos são os expoentes para as concentrações das espécies, na expressão
da constante de equilíbrio.
Para sólidos presentes na reação, deve-se considerar o valor numérico referente à concentração igual
a “1”.
Para líquidos puros presentes na reação, deve-se levar em conta o valor numérico referente à
concentração igual a “1”.
Para gases, deve-se considerar a pressão da espécie em “bar” no momento do equilíbrio.
Para espécies em solução (normalmente aquosa), deve-se considerar a concentração molar das
espécies no equilíbrio.
Assim, para uma reação em meio aquoso do tipo: 
A constante de equilíbrio será dada por: 
Onde: 
[C] = Concentração do produto “C” no equilíbrio
[A]2 = Concentração do reagente “A” no equilíbrio, elevada ao seu coeficiente estequiométrico
[B]3 = Concentração do reagente “B” no equilíbrio, elevada ao seu coeficiente estequiométrico
1. 
2. 
3. 
4. 
5. 
Podemos calcular o valor numérico da constante de equilíbrio, considerando para essa reação que as
concentrações de equilíbrio sejam:
[C] = 1,2mol.L-1
[A] = 0,6mol.L-1
[B] = 0,4mol.L-1
Assim: 
A constante de equilíbrio é um parâmetro adimensional. Para valores de K >; 1, ocorre a prevalência
de produtos quando o equilíbrio é alcançado. Para valores de K \lt 1, a prevalência é de reagentes no
momento do equilíbrio químico alcançado.
Veja alguns exemplos para a constante de equilíbrio de algumas reações. Deve-se levar em conta o estado
físico dos participantes da reação: 
1) Qual a expressão para a constante de equilíbrio da reação a seguir?
Para essa reação, temos espécies em meio aquoso, simbolizado pelo “aq” subscrito do lado direito da espécie.
Assim, a expressão deverá levar em conta as concentrações molares dessas espécies. Onde: 
G6P = Glicose-6-fosfato
G = Glicose
Pi = Fosfato inorgânico
Assim: 
2) Qual a expressão para a constante de equilíbrio na reação a seguir?
Para essa reação, temos espécies em meio aquoso, espécies como gases e água como produto. A expressão
da constante de equilíbrio deve levar em conta as concentrações molares, as pressões dos gases e o valor de
“1” para a água: 
3) Qual a expressão para a constante de equilíbrio na reação em estado gasoso que segue?
Nessa reação, todas as espécies encontram-se no estado gasoso. A expressão utiliza as pressões parciais
das espécies presentes: 
Para uma reação, se tivermos os valores quantitativos das espécies em equilíbrio, chegaremos ao valor
numérico da constante de equilíbrio. Veja o exemplo de uma reação em equilíbrio em que todas as espécies se
encontram no estado gasoso: 
Considerando que as pressões de equilíbrio das espécies são dadas por: 
pSbCl5 = 0,15bar
pSbCl3 = 0,2bar
pCl2 = 2,6 x 10-4bar
Temos: 
Equilíbrio químico e constante de equilíbrio: aplicações
Neste vídeo, o especialista resolverá questões que abordem cálculos relacionados à constante de equilíbrio K.
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Vem que eu te explico !
Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.
A constante de equilíbrio para uma reação química: K
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A constante de equilíbrio a partir das concentrações no equilíbrio
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Verificando o aprendizado
Questão 1
O equilíbrio químico é uma condição dinâmica na qual a velocidade reacional direta (reagentes formam
produtos) é igual à velocidade da reação inversa (os produtos tornam-se reagentes). A respeito do equilíbrio
químico, assinale a alternativa correta:
A
Quando o equilíbrio químico é alcançado, as quantidades de produtos serão sempre maiores que as
quantidades de reagentes.
B
Quando o equilíbrio químico é alcançado, as quantidades de produtos e de reagentes tornam-se invariáveis.
C
No equilíbrio químico, temos as mesmas quantidades de produtos e de reagentes em termos de massa.
D
No equilíbrio químico, temos as mesmas quantidades de produtos e de reagentes em termos de
concentrações molares.
E
No equilíbrio químico, temos as mesmas quantidades de produtos e de reagentes em termos de volumes
A alternativa B está correta.
O equilíbrio químico é dinâmico. Isso significa que quando essa condição é alcançada, temos a reação
direta (reagentes são convertidos em produtos) e a reação inversa (produtos são convertidos em
reagentes) acontecendo com a mesma velocidade. Como as velocidades das reações concorrentes são
iguais, quaisquer moléculas de produtos formadas são convertidas em moléculas de reagentes, mantendo-
se as quantidades relativas das espécies invariáveis.
Questão 2
A reação de ionização para o ácido benzóico mostra que essa substância é um ácido orgânico fraco, isto é,
que libera poucos íons hidrônio no meio aquoso. A equação é dada por 
. As concentrações das espécies em equilibrio são dadas por:
 
A respeito do equilíbrio químico para essa reação e do valor de sua constante, assinale a alternativa correta.
A
Há predominância dos produtos no equilíbrio com o valor de K ≈ 1,74 x 10-3.
B
Há predominância dos produtos no equilíbrio com o valor de K ≈ 3,027 x 10-6.
C
Há predominância do reagente no equilíbrio com o valor de K ≈ 5 x 10-2.
D
Há predominância do reagente no equilíbrio com o valor de K ≈ 1,59 x 104.
E
Há predominância do reagente no equilíbrio com o valor de K ≈ 6,1 x 10-5.
A alternativa E está correta.
Por se tratar de um ácido fraco, há pouca ionização da espécie reagente. Assim, a quantidade de produto é
pequena em relação ao ácido reagente quando o equilíbrio químico é alcançado. Isso indica que, no
equilíbrio, a predominância é do reagente. Para o cálculo da constante de equilíbrio, devemos utilizar as
concentrações das espécies no equilíbrio de acordo com a equação:
2. Deslocamento de equilíbrio químico e a aplicação do princípio de Le Chatelier
Efeitos das perturbações na condição de equilíbrio
químico 
Do ponto de vista termodinâmico, quando um sistema alcança o equilíbrio químico, encontra-se em uma
condição cuja energia livre de Gibbs é igual a zero (ΔG = 0).
Nesse ponto, não há favorecimento do sentido direto ou inverso da reação. O sistema em equilíbrio
encontra-se em uma condição dinâmica.
Gráfico: Variação da energia livre de Gibbs ao longo de uma reação
química. Extraído de ATKINS; JONES, 2017, p. 145.
Isso significa que, embora as quantidades de reagentes e produtos sejam invariáveis no equilíbrio químico, as
reações diretas e inversas continuam a ocorrer, mas com velocidades de conversão iguais nos dois sentidos
(sentido reacional direto e sentido reacional inverso). 
A permanência das conversões reacionais em um sistema dinâmico é importante, tendo em vista que qualquer
perturbação no equilíbrio fará com que o sistema reaja no sentido inverso, de forma a anular essa
perturbação. Essa resposta do sistema permanece até que o equilíbrio seja restabelecido. 
Assim, um sistema qualquer, quando se encontra em equilíbrio químico dinâmico, apresenta condições bem
definidas da quantidade de matéria e de energia em seu interior com ΔG = 0 sem o favorecimento de nenhum
sentido reacional. 
No século XIX, o cientista Le Chatelier estudou os efeitos e as respostas dos sistemas quando submetidos a
alguma alteração em seu estado de equilíbrio químico. 
A resposta dos sistemas em equilíbrio às alterações
impostas: o princípio de Le Chatelier
Henry Louis Le Chatelier (1850-1936).
No século XIX, o químico francês Henry Louis Le Chatelier
se preocupou em observar como um sistema químico em
equilíbrio responde às diferentes alterações a ele impostas.
Essas alterações podem se referir às quantidades de
produtos e reagentes que são colocadas ou retiradas de um
sistema em equilíbrio, bem como às modificações na
pressão do sistema e em sua temperatura.
Ao avaliarmos o princípio de Le Chatelier, consideraremos
primeiramente sistemas com temperatura constante, nos
quais o valor da constante de equilíbrio não se altera. Mais
além, veremos que alterações na temperatura do sistema
levam a novos valores das constantes de equilíbrio, nesse
caso, levando a novos equilíbrios químicos, com novas
relações entre as quantidades de produtos e reagentes no equilíbrio.
Conforme mencionado, o equilíbrio químico é dinâmico. No equilíbrio químico, as quantidades de produtos e
reagentes ficam invariáveis, desde que não haja alteração na temperatura do sistema. Entretanto, as reações 
direta e inversa continuam a ocorrer, com a mesma velocidade. 
Isso significa que para cada molécula de reagente que se converte em produto há a conversão de
uma molécula de produto em reagente, com a mesma velocidade.
As reações químicas reversíveis são aquelas que ocorrem nos dois sentidos. O sentido direto, entretanto, é o
parâmetro da extensão da conversão. Ao “ler” uma reação química, os componentes que estão à esquerda são
os reagentes e os que estão à direita são os produtos reacionais. 
Uma reação que apresenta conversão quase que total dos reagentes em produtos é dita muito deslocada para
a direita (para o lado dos produtos) e sua reversibilidade pode ser desconsiderada, tendo em vista que
termodinamicamente a conversão dos produtos em reagentes é desprezível ou inexistente do ponto de vista
prático. Nesses casos, pode-se considerar que a reação é irreversível. 
Exemplo
As reações de combustão são exemplos de reações irreversíveis. Veja a representação da combustão do
etanol: 
A queima do etanol é totalmente favorável termodinamicamente. A conversão dos produtos da combustão
(CO2(g) e H2O(l)) em etanol e oxigênio é desprezível. 
Atenção
Reações irreversíveis são totalmente deslocadas no sentido direto. 
Nas reações reversíveis, a conversão dos produtos formados em seus reagentes de origem não pode ser
desprezada. Veja o exemplo a seguir, no qual o reagente N2O4 é convertido no produto NO2 (reação direta). O
produto formado NO2 se recombina e se converte em reagente (reação inversa). 
Reação reversível.
Para a representação de uma reação reversível, são mostrados os dois sentidos: 
O princípio de Le Chatelier, quando analisado do ponto de vista das alterações nas quantidades de produtos e
de reagentes em um sistema em equilíbrio, mostra que há uma alteração na dinâmica das reações direta e
inversa, para que o estado de equilíbrio seja novamente alcançado. 
Resumindo
De acordo com o Princípio de Le Chatelier: “Quando uma perturbação exterior é aplicada a um sistema
em equilíbrio dinâmico, ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação” (ATKINS;
JONES, 2006, p. 444). 
Vejamos algumas alterações impostas aos sistemas e à forma como esse sistema se adequa buscando
minimizar os efeitos das alterações. 
Adequação de um sistema em equilíbrio à adição de reagentes
Já vimos que, em um sistema em equilíbrio, existem quantidades bem determinadas, específicas e invariáveis
das espécies reagentes e de seus produtos. A adição de reagente ao sistema em equilíbrio leva a um excesso
de reagentes que serão consumidos, deslocando a reação no sentido direto. 
O aumento da conversão no sentido direto diminuirá a quantidade extra dos reagentes e aumentará a
quantidade de produto até que o valor da constante de equilíbrio, K, seja novamente alcançado. 
A adição de reagentes tem como efeito deslocar areação no sentido direto, consumindo essa
quantidade extra que foi adicionada ao equilíbrio e aumentando a sua conversão em produtos.
Reação direta (da esquerda para a direita) 
Mostra a conversão de reagentes em
produtos.
Reação inversa (da direita para a
esquerda) 
Mostra que os produtos se revertem
nos reagentes de origem.
Adição de reagentes ao sistema em equilíbrio: deslocamento da reação no sentido
direto.
Adequação de um sistema em equilíbrio à remoção de reagentes
A retirada de quantidades de reagentes de um sistema em equilíbrio desloca a reação para o favorecimento
do sentido inverso (sentido dos reagentes). Nesse caso, os produtos se convertem em reagentes de maneira
a repor as quantidades retiradas. 
O efeito da remoção de reagentes no sistema em equilíbrio é o deslocamento da reação no sentido
da reação inversa, aumentando a produção de reagente a partir da conversão de produto.
Adequação de um sistema em equilíbrio a uma adição de
quantidades de produto
A adição de quantidades extras de produtos em um sistema em equilíbrio desloca a reação no sentido de
consumo desse excesso. Assim, há um deslocamento da transformação no sentido da reação inversa, fazendo
com que o excesso de produtos seja convertido em reagentes. 
O efeito da adição de produto em um sistema em equilíbrio é o deslocamento da reação no sentido
do consumo desse excesso, ou seja, no sentido da reação inversa para buscar o retorno ao
equilíbrio.
Adição de produtos ao sistema em equilíbrio: favorecimento da reação inversa.
Adequação de um sistema em equilíbrio à remoção de quantidades
de produtos
Quando retiramos produtos de um sistema em equilíbrio, a adequação do sistema a essa nova condição é 
favorecer a reação direta para repor as quantidades retiradas. Assim, há um aumento da conversão dos
reagentes em produtos. 
O efeito da remoção de produto em um sistema em equilíbrio é o deslocamento da reação no
sentido do consumo de reagente, ou seja, no sentido da reação direta para buscar o retorno ao
equilíbrio.
Os efeitos das variações de quantidades de produtos e de reagentes podem ser resumidos a seguir,
considerando a seguinte reação reversível: 
1
Adição de produto NO2(g)
A reação se desloca no sentido do consumo de excesso do produto adicionado. A dinâmica
reacional se desloca para a esquerda até que o equilíbrio seja restabelecido.
2
Remoção de produto NO2(g)
A reação se desloca no sentido da obtenção do produto, provocando um incremento do consumo de
reagentes. A dinâmica reacional se desloca para a direita até que o equilíbrio seja restabelecido.
3
Adição do reagente N2O4(g)
A reação se desloca no sentido da obtenção do produto, provocando um incremento do consumo de
reagentes. A dinâmica reacional se desloca para a direita até que o equilíbrio seja restabelecido.
4
Remoção do reagente N2O4(g)
A reação se desloca no sentido da reposição da quantidade de reagente retirada. A dinâmica
reacional se desloca para a esquerda até que o equilíbrio seja restabelecido.
Adequação de um sistema em equilíbrio dinâmico ao aumento da
pressão
Para um equilíbrio dinâmico em um sistema que contenha espécies gasosas, a resposta ao aumento da
pressão somente ocorre se há diferença no número de mols de espécies no estado gasoso, considerando os
lados esquerdo e direito da reação. Ou seja, sobre o favorecimento para um dos sentidos da reação, temos
que se:
 
 - Quando a variação do número de mols de gás é diferente de zero, a pressão influencia
um sistema em equilíbrio dinâmico.
 - Quando a variação do número de mols de gás é igual a zero, a pressão não influencia um
sistema em equilíbrio dinâmico.
Onde: Δn (g) = n(g) produtos - n(g) reagentes = variação do número de mols de espécies no estado gasoso. 
Observe que o sistema a seguir não apresenta nenhum deslocamento ou favorecimento reacional, se há
aumento da pressão quando o equilíbrio dinâmico é alcançado. Tendo em vista que há 2 mols de gás entre os
reagentes e 2 mols de gás no produto, há números iguais de mols de gás em reagentes e produtos, os
volumes de gás são iguais em ambos os lados. 
• 
• 
Para esse sistema, temos: 
A reação a seguir se adequa ao efeito do aumento da pressão em seu equilíbrio, tendo em vista que há
quantidades diferentes de mols de gás entre os reagentes e os produtos. Nesse caso, o lado da reação com
menor número de mols de gás apresenta menor volume em comparação com o lado com maior número de
mols de gás. 
Nesse caso, o aumento da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio para a direita, tendo em vista um
menor número de mols no estado gasoso e, consequentemente, um menor volume. 
Para a reação a seguir, há menos mols de gás no lado do reagente. 
Nesse caso, o aumento da pressão sobre o sistema desloca o equilíbrio para a esquerda, tendo em vista um
menor número de mols no estado gasoso. O quadro a seguir resume os sentidos de deslocamento da
dinâmica reacional de acordo com a variação de pressão sobre os sistemas. 
Alteração na
pressão
Lado de menor
volume Δn (g) Reação do sistema
Aumento Nenhum
Δn (g)
= 0
Nenhuma
Diminuição Nenhum
Δn (g)
= 0
Nenhuma
Aumento Produto(s)
Δn (g)
\lt 0
Dinâmica reacional desloca-se para a
direita (produtos).
Diminuição Produto(s)
Δn (g)
\lt 0
Dinâmica reacional desloca-se para a
esquerda (reagentes).
Aumento Reagente(s)
Δn (g)
>; 0
Dinâmica reacional desloca-se para a
esquerda (reagente).
Diminuição Reagente(s)
Δn (g)
>; 0
Dinâmica reacional desloca-se para a
direita (produto).
Elaborado por Bruno Cavalcante Di Lello
Resumindo
De forma resumida, temos que o aumento da pressão favorece o deslocamento para o lado que tenha
menor volume de gás e que a diminuição da pressão favorece o deslocamento para o lado com maior
volume de gás. 
Alterações na temperatura de um sistema e seus efeitos
sobre a constante de equilíbrio
Do ponto de vista de trocas de calor, as reações podem ser classificadas como endotérmicas ou exotérmicas.
O fornecimento de calor a uma determinada reação pode favorecer o sentido direto ou o sentido inverso,
dependendo da troca térmica envolvida na transformação. Veremos como o efeito da temperatura altera a
dinâmica de uma reação.
O aumento de temperatura sobre um processo endotérmico
Os processos endotérmicos absorvem calor. Neles, a variação de entalpia tem valor positivo (ΔH > 0). Para
esses processos, o fornecimento de calor (aumento da temperatura) favorece a conversão de reagentes em
produtos (sentido direto da reação). 
Esse fenômeno afeta a constante de equilíbrio e faz com que ela assuma um valor mais elevado.
No equilíbrio químico restabelecido a essa nova temperatura, há menos quantidade de reagentes e mais
quantidade de produtos, se comparamos à mesma reação em temperatura mais baixa. Assim, para um
processo endotérmico: 
T1 → K1
Valor da constante de equilíbrio em uma
temperatura inicial.
T2 → K2
Valor da constante de equilíbrio em uma
temperatura final.
T2 > T1 → 2 > K1
Variação da constante de equilíbrio em um
processo endotérmico.
O aumento de temperatura sobre um processo exotérmico
Processos exotérmicos liberam calor quando ocorre a transformação da matéria e a variação de entalpia é
negativa (ΔH T1 → 2 > K1
Variação da constante de equilíbrio em um
processo exotérmico.
O quadro a seguir resume o efeito do aumento da temperatura sobre a constante de equilíbrio em processos
endotérmicos e exotérmicos. 
Constante de
equilíbrio
Tipo de
reação Temperatura Quantidade relativa deprodutos e
reagentes no equilíbrio
Equilíbrio 1 (K 
1 ) Endotérmica 
T 2 >; T 1 
K 2 >; K 1 
Temperatura
1
Proporção bem definida entre produtos e
reagentes em T 1 
Equilíbrio 2
(K2)
Temperatura
2
Aumenta a proporção de produtos em
relação à quantidade de reagentes no
novo equilíbrio em T 2 
Equilíbrio 1 (K 
1 ) Exotérmica 
T 2 >; T 1 
K 2 \lt K 1 
Temperatura
1
Proporção bem definida entre produtos e
reagentes em T 1 .
Equilíbrio 2 (K 
2 )
Temperatura
2
Diminui a proporção de produtos em
relação à quantidade de reagentes no
novo equilíbrio em T 2 
Atenção
É importante destacar que, quando o sistema em equilíbrio é resfriado, os deslocamentos dos equilíbrios
químicos para as reações endotérmicas e exotérmicas são exatamente opostos àqueles observados
anteriormente, em que é fornecido calor ao sistema. 
Observe o quadro a seguir que resume o efeito da diminuição da temperatura sobre as constantes de
equilíbrio em processos endotérmicos e exotérmicos. 
Constante de
equilíbrio
Tipo de
reação Temperatura Quantidade relativa de produtos e
reagentes no equilíbrio
Equilíbrio 1 (K 
1 ) Endotérmica 
T 2 \lt T 1 
K 2 \lt K 1 
Temperatura
1
Proporção bem definida entre produtos e
reagentes em T 1 
Equilíbrio 2
(K2)
Temperatura
2
Aumenta a proporção de reagentes em
relação à quantidade de produtos no novo
equilíbrio em T 2 
Equilíbrio 1 (K 
1 ) Exotérmica 
T 2 \lt T 1 
K 2 >; K 1 
Temperatura
1
Proporção bem definida entre produtos e
reagentes em T 1 .
Equilíbrio 2 (K 
2 )
Temperatura
2
Diminui a proporção de produtos em
relação à quantidade de reagentes no
novo equilíbrio em T 2 /td>;
Princípio de Le Chatelier
Neste vídeo, o especialista resolverá questões do quiz sobre o princípio de Le Chatelier. 
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Vem que eu te explico !
Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.
Os efeitos das perturbações na condição de equilíbrio químico
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As alterações na temperatura de um sistema e seus efeitos sobre a
constante de equilíbrio
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Verificando o aprendizado
Questão 1
Para os sistemas que se encontram em equilíbrio químico dinâmico a uma temperatura constante, temos que
as quantidades de reagentes e produtos são invariáveis nessa condição. De acordo com o princípio de Le
Chatelier, a retirada de quantidades de produto de um sistema que se encontra em equilíbrio provoca
deslocamento no sistema de forma a anular o efeito dessa retirada. Assinale a resposta que corresponde à
alteração na dinâmica reacional provocada pela retirada de produtos no sistema em equilíbrio:
A
Haverá um aumento da conversão de produto em reagente.
B
Haverá um aumento da conversão de reagente em produto.
C
Haverá produção de reagente no sistema.
D
O sistema passará de um equilíbrio dinâmico para um equilíbrio estático.
E
A velocidade da reação inversa sofrerá um acréscimo em sua velocidade.
A alternativa B está correta.
De acordo com o princípio de Le Chatelier, as modificações impostas a um sistema em equilíbrio provocam
o deslocamento no sentido da reação de forma a anulá-las. Um sistema em equilíbrio químico dinâmico tem
quantidades bem estabelecidas de produtos e de reagentes. Ao retirar quantidades de produto, a forma
que o sistema tem para retornar à condição de equilíbrio é aumentar a conversão dos reagentes em
produtos, até que a relação volte aos valores determinados pela constante de equilíbrio.
Questão 2
Uma transformação endotérmica apresenta variação de entalpia positiva. A respeito desse tipo de processo,
assinale a alternativa correta quanto ao efeito do aumento na temperatura do sistema e à descrição do fluxo
de calor entre sistema e vizinhança:
A
Haverá um aumento da conversão de produto em reagente, elevando o valor da constante de equilíbrio, tendo
em vista que o calor flui do sistema para a vizinhança.
B
Haverá um aumento da conversão de produto em reagente, diminuindo o valor da constante de equilíbrio,
tendo em vista que o calor flui da vizinhança para o sistema.
C
Haverá um aumento da conversão de reagente em produto, aumentando o valor da constante de equilíbrio,
tendo em vista que o calor flui da vizinhança para o sistema.
D
Haverá uma diminuição da conversão de reagente em produto, diminuindo o valor da constante de equilíbrio,
tendo em vista que o calor flui da vizinhança para o sistema.
E
Haverá uma diminuição da conversão de reagente em produto, aumentando o valor da constante de equilíbrio,
tendo em vista que o calor flui do sistema para a vizinhança.
A alternativa C está correta.
As reações endotérmicas são aquelas em que há absorção de calor pelo sistema, isto é, o calor flui da
vizinhança para o sistema. Nesses processos, há um favorecimento da reação direta, se houver um
aumento de temperatura no sistema. Isso significa aumento da conversão de reagentes em produtos,
elevando o valor da constante de equilíbrio reacional.
3. Atividade das espécies químicas em um meio químico
A atividade das espécies químicas
As constantes de equilíbrio K das reações devem ser calculadas de forma correta do ponto de vista químico,
no que se refere às atividades dos participantes da reação. 
As concentrações de equilíbrio das espécies usadas para o cálculo da constante de equilíbrio são
aplicadas para a simplificação dos cálculos, em decorrência das dificuldades em se determinar as
atividades das espécies presentes.
A grandeza atividade pode ser considerada como a disponibilidade reacional real de uma espécie química. As
quantidades de uma espécie em solução são expressas normalmente em concentração molar ou molaridade
(M), ou seja, número de mols por volume em litro de solução ou em molalidade (m) que representa o número
de mols de um soluto por quilograma de solvente. Essas quantidades, mesmo corretas do ponto de vista
químico e matemático, não representam a real disponibilidade reacional da espécie química. 
A atividade depende de muitos fatores tais como: concentração das espécies, temperatura do
sistema e interações entre todas as espécies presentes no sistema.
O cálculo da constante de equilíbrio em termos das
atividades das espécies
Anteriormente, vimos que, na prática, as constantes de equilíbrio são calculadas em termos das
concentrações das espécies participantes da reação no estado de equilíbrio químico. Trata-se de uma
simplificação bastante útil para a realização de cálculos químicos e representa um comportamento ideal do
sistema.
No comportamento ideal, consideramos que as quantidades “numéricas” referentes à concentração das
espécies representam sua capacidade reacional total. Consideramos também a inexistência de interações
eletrostáticas ou de fenômenos de estabilização dessas espécies. Esses fenômenos de estabilização das
espécies reduzem a sua capacidade reacional. 
Assim, desconsiderando a estabilização das espécies em um meio, sua disponibilidade reacional
será igual à sua quantidade presente em solução.
A termodinâmica prevê que a constante de equilíbrio de uma reação química deve ser calculada considerando
o comportamento real em solução, com a utilização das atividades das espécies presentes no meio. 
Veja a diferença entre o cálculo da constante de equilíbrio de uma reação utilizando a concentração das
espécies no meio e o cálculo considerando as atividades dessas mesmas espécies para uma reação química. 
Constante de equilíbrio em termos das
concentrações das espécies no equilíbrio.
Representa uma simplificação. Método usual.
Constante de equilíbrio de um sistema não
ideal, calculada em termos das atividades das
espécies no equilíbrio. Cálculo correto. Maior
complexidade.
Ao utilizarmos as atividades das espécies em solução, devemos estabelecer os valores dessas atividades. O
estabelecimento das atividades não é uma tarefa simples, tendo em vista a quantidade relevantede fatores
que afetam esse parâmetro. 
Vejamos alguns exemplos numéricos de cálculo de equilíbrio de acordo com as atividades das espécies. 
Exemplo 1
O ácido acético é um ácido orgânico fraco e tem a reação de ionização dada por: 
Para um ácido, a constante de equilíbrio de suas espécies em meio aquoso pode ser denominada por Ka.
Observe que Ka tem o mesmo significado que K. O subíndice “a” representa a ionização do ácido. 
As concentrações das espécies em equilíbrio dinâmico na ionização do ácido acético são as seguintes:
O cálculo de Ka com a utilização das concentrações será: 
Nessas condições de equilíbrio, as atividades das espécies presentes são as seguintes: 
Observe que, para as espécies ionizadas, a atividade de cada uma é ligeiramente diferente de suas
concentrações. 
Espécie
Concentração no
equilíbrio em mol x L 
-1 
Atividade
(adimensional)
Diferença percentual da
atividade em relação à
concentração
H 3 O + (aq) 4,2 x 10 -4 4,1 x 10 -4 -2,4%
CH 3 COO - 
(aq)
4,2 x 10 -4 4,1 x 10 -4 -2,4%
Isso representa “menor disponibilidade reacional” das espécies. Normalmente esse fato é atribuído, entre
outros fatores, à estabilização mútua das espécies iônicas em virtude das forças eletrostáticas (forças de
atração entre as cargas opostas das espécies iônicas). 
Considerando as atividades das espécies H3O+(aq) e CH3COO-(aq), a constante de ionização do ácido
acético pode ser calculada como: 
Exemplo 2
O sal cloreto de prata, AgCl, é praticamente insolúvel no meio aquoso. No equilíbrio químico que se estabelece
entre o sal sólido e seus íons, de acordo com a reação de solubilização: 
Temos as seguintes concentrações iônicas: 
A constante de dissociação de um sal (normalmente em meio aquoso) é denominada de Kps
(constante de produto de solubilidade) e representa a constante de equilíbrio dos íons do sal
solubilizado.
O cálculo para Kps do cloreto de prata, considerando as concentrações dos íons quando se alcança o
equilíbrio químico, é dado por: 
Atenção
Conforme visto anteriormente, os valores para as espécies sólidas ou líquidos puros se reduzem à
unidade. Isso justifica o número 1 no denominador para o cálculo de Kps. 
Se considerarmos as atividades dos íons, temos os valores:
Da mesma forma que vimos no primeiro exemplo, a atividade das espécies iônicas é numericamente menor
que as concentrações de equilíbrio. Veja a tabela a seguir. 
Espécie
Concentração no
equilíbrio em mol x L -1 
Atividade
(adimensional)
Diferença percentual da
atividade em relação à
concentração
Ag + 
(aq)
1,33 x 10 -5 1,32 x 10 -5 -0,75%
Cl - (aq) 1,33 x 10 -5 1,32 x 10 -5 -0,75%
Nos dois exemplos, os valores das atividades levam a valores menores das constantes de equilíbrio. Observe
que no segundo exemplo, no qual há menor concentração dos íons, a diferença entre a concentração e a
atividade é percentualmente menor quando comparado ao primeiro exemplo. Esse fato é observado para
soluções mais diluídas. 
Quanto menor a concentração dos íons, maior a proximidade entre a concentração dos íons e o valor
da atividade iônica.
Esse comportamento pode ser explicado pelo fato de que, para soluções muito diluídas, a distância média
entre as partículas catiônicas e aniônicas é mais elevada. A maior separação entre os íons de cargas opostas
minimiza as forças eletrostáticas que estabilizam as espécies químicas. Assim, a atividade tende a ter o
mesmo valor da concentração no momento em que a concentração se torna cada vez menor (quando a
diluição aumenta). 
O cálculo da constante de equilíbrio ao usar as atividades das espécies também possui algumas
particularidades de acordo com a apresentação dessas espécies no meio reacional. 
A exemplo do que vimos ao se calcular a constante de equilíbrio em função das concentrações de equilíbrio,
devemos seguir algumas regras quando utilizamos as atividades das espécies para o cálculo da constante de
equilíbrio. Vejamos: 
1
Coeficientes estequiométricos 
Os coeficientes estequiométricos são os expoentes para as atividades das espécies na expressão
da constante de equilíbrio.
2
Sólidos 
Para sólidos presentes na reação, devemos considerar o valor numérico referente à atividade igual
a “1”.
3
Líquidos
Para líquidos puros presentes na reação, devemos considerar o valor numérico referente à
atividade igual a “1”.
4
Gases
Para gases, devemos considerar a pressão real da espécie em “bar” no momento do equilíbrio.
5
Espécies em solução
Para espécies em solução (normalmente aquosa), devemos considerar a atividade das espécies no
equilíbrio.
Atividade das espécies químicas
Neste vídeo, o especialista resolverá questões que envolvam cálculo da constante de equilíbrio em função da
atividade. 
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Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.
O cálculo da constante de equilíbrio em termos das atividades das
espécies
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O cálculo da constante de equilíbrio em termos das atividades das
espécies (exemplos)
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Verificando o aprendizado
Questão 1
A atividade das espécies químicas é um parâmetro importante quando desejamos calcular o real valor da
constante de equilíbrio em uma solução. Assinale a alternativa que descreve corretamente o conceito de
atividade de uma espécie química.
A
A atividade representa o calor trocado em uma reação química.
B
A atividade representa a concentração dos íons no equilíbrio químico.
C
A atividade representa a concentração das espécies fora da condição de equilíbrio.
D
A atividade representa a quantidade reacional real das espécies presentes na solução.
E
A atividade representa os coeficientes estequiométricos da reação.
A alternativa D está correta.
A atividade das espécies químicas é aplicada considerando-se todos os fatores que afetam a reatividade
das espécies em um meio. Ela tem um valor diferente da concentração das espécies, tendo em vista que
são consideradas as estabilizações das espécies no meio. Assim, a atividade pode ser considerada o
potencial reacional real das espécies químicas em solução.
Questão 2
A constante do produto de solubilidade Kps para o carbonato de cádmio, CdCO3, tem o valor 1 x 10-12
considerando o comportamento ideal da solução formada. O equilíbrio químico que se estabelece para a
solubilização do carbonato de cádmio em meio aquoso é dado por: 
 
Assinale a alternativa correta quanto ao valor do Kps desse sal em um sistema não ideal.
A
Para um sistema não ideal, haverá uma elevação do valor do Kps calculado, tendo em vista que as atividades
dos íons são mais elevadas que suas concentrações.
B
Para um sistema não ideal, haverá uma diminuição do valor do Kps calculado, tendo em vista que as
atividades dos íons são mais elevadas que suas concentrações.
C
Para um sistema não ideal, haverá uma diminuição do valor do Kps calculado, tendo em vista que as
atividades dos íons são menores que suas concentrações.
D
Para um sistema não ideal, o valor do Kps calculado será igual ao Kps para o sistema ideal, tendo em vista que
as atividades dos íons são iguais às suas concentrações.
E
Para um sistema não ideal, o valor do Kps calculado será igual ao Kps para o sistema ideal, tendo em vista que
as atividades dos íons são irrelevantes para o cálculo desse parâmetro.
A alternativa C está correta.
Ao utilizar as atividades das espécies para o cálculo de Kps, estaremos com valores inferiores
numericamente às concentrações das espécies no equilíbrio. Isso ocorre em virtude de uma diminuição da
reatividade dos íons por fenômenos de estabilização associados às atrações eletrostáticas. Como estamos
com valores das atividades inferiores às concentrações no equilíbrio, o valor do Kps da solução não ideal
será inferior ao valor do Kps da solução ideal.
4. Lei limite de Debye-Hückel 
Primeiro tópico
Nomódulo anterior, vimos que a atividade das espécies químicas em solução é o parâmetro mais correto para
estabelecer a constante de equilíbrio químico real em um sistema. Mas como determinar as atividades das
espécies presentes? 
Existe um método matemático baseado nos estudos de dois cientistas que permite determinar as atividades
das espécies presentes em soluções suficientemente diluídas. Neste módulo, veremos a aplicação da teoria
de Debye-Hückel para a determinação das atividades das espécies. 
Peter Joseph Wilhelm Debye.
Henrich Hückel.
Teoria de Debye-Hückel
As interações eletrostáticas entre os íons presentes em uma solução prevalecem sobre todos os outros
fatores que afetam a reatividade das espécies químicas. Essa prevalência é a base da teoria formulada em
1923 pelos cientistas Peter Debye e Henrich Hückel.
A intensidade e o longo alcance da interação coulombiana entre os íons significam que essa interação é a
principal responsável pelos afastamentos em relação à idealidade das soluções iônicas e predomina sobre
todas as outras contribuições para o comportamento não ideal. 
Coulombiana
Interação entre as cargas elétricas.
Os cientistas abordaram o problema da atração eletrostática e as consequências sobre a idealidade da
solução com base na concepção da atmosfera iônica. Essa abordagem mostra que os íons se encontram
estabilizados por um conjunto de íons de cargas opostas em uma solução. Esse alinhamento entre os íons de
cargas opostas estabelece mútua estabilidade reduzindo, assim, a reatividade. Essa atmosfera iônica tem
simetria esférica em torno de um íon central. Fora dessa nuvem de simetria, os íons apresentam cargas
positivas e negativas. 
Os íons de cargas opostas encontram-se preferencialmente alinhados em carga ao íon central,
permanecendo muito mais tempo nas proximidades de um íon central do que os íons que
apresentam a mesma carga que ele. Esse comportamento repete-se para todos os íons presentes,
com o arranjo dos íons em solução adequando-se ao fato de haver repulsão entre íons de cargas
iguais e atração entre íons de cagas opostas.
A figura a seguir mostra um íon central (em azul) e dois íons na vizinhança. O íon vizinho com a cor azul tem a
mesma carga que o íon central e o íon preto tem carga oposta. A trajetória reflete o tempo de permanência
dos íons em relação ao íon central. 
Observe que o íon de cor preta (com carga oposta à carga do íon central) tem um tempo de permanência mais
elevado, fato refletido em sua trajetória maior. 
Atmosfera iônica: estabilização dos íons em solução.
Veja os principais pontos da teoria de Debye-Hückel: 
Existência de uma atmosfera iônica na qual os íons se encontram estabilizados por íons de cargas
opostas (contraíons).
A carga global da solução é neutra, entretanto, nas proximidades de um íon há uma “nuvem” de
contraíons que estabiliza a espécie e baixa o seu potencial químico.
• 
• 
Essa estabilização faz com que uma quantidade menor de espécies iônicas esteja disponível para
reagir.
A atividade de uma espécie iônica representa justamente a quantidade real e reativa dos íons,
descontando-se o fator de estabilização pelos contraíons.
Lei limite de Debye-Hückel
A lei limite de Debye-Hückel mostra uma metodologia matemática para se estabelecer as atividades das
espécies iônicas. Essa lei e seus cálculos associados funcionam bem para concentrações iônicas inferiores a
10-3 mol.L-1. 
Veremos as equações formuladas por Debye e Hückel que permitem determinar o coeficiente médio de
atividade, um fator que ajusta a concentração dos íons à sua atividade no meio reacional. 
O coeficiente médio de atividade (γ±)
A termodinâmica prevê uma relação matemática simples entre as concentrações dos íons em solução e suas
atividades. Essa relação mostra que a atividade de um íon se relaciona com a sua molalidade (m) por: 
Onde:
 atividade do ion
 coeficiente de atividade do ion
 molalidade do ion (mol. )
 molalidade padrão 
Para soluções aquosas muito diluídas, podemos considerar que a molalidade (mol.kg-1) é praticamente igual à 
molaridade, M (mol.L-1). Veja. 
O coeficiente de atividade, γi, representa o desvio da idealidade da espécie. Esse coeficiente apresenta
valores diferentes de 1 quando a solução é não ideal (atividade da espécie diferente de sua concentração) e
valores iguais a 1 para soluções ideais (atividade da espécie igual à sua concentração). 
• 
• 
• 
• 
• 
• 
Destacamos que, pela teoria de Debye-Hückel, quanto mais diluída for a concentração dos ions, mais próximo
da idealidade a solução se encontra. Esse fato se deve a uma diminuição das forças atrativas entre os íons de
cargas opostas em concentrações muito diluídas. Assim, conforme a concentração dos íons decai (molalidade
tendendo a zero), a solução tende a ter um comportamento ideal e o coeficiente de atividade tende ao
valor unitário tende a 1).
Estamos interessados em descobrir o valor do coeficiente de atividade quando a solução é não ideal, isto é,
quando γi ≠ 1. 
Para íons em solução, temos que as atividades de cátions e de ânions atendem às relações: 
atividade do cátion
coeficiente de atividade do cátion
molalidade do cátion (mol. )
 molalidade padrão (1mol. 
$
atividade do ânion
coeficiente de atividade do ânion
molalidade do ânion ( mol. )
 molalidade padrão 
Observe que temos γ+ como o coeficiente de atividade para o cátion e γ- como o coeficiente de atividade
para o ânion. Esses coeficientes para as cargas dos íons não são determináveis experimentalmente ou por
nenhuma metodologia matemática, em virtude das interações existentes na solução. 
Para solucionar essa questão da impossibilidade de determinação dos coeficientes de atividades de
acordo com a carga da espécie, a lei limite de Debye-Hückel propõe uma metodologia para a
determinação matemática de um coeficiente médio de atividade, γ±. Ele pode ser aplicado para
determinar a atividade tanto de cátions quanto de ânions.
Os estudos de Debye e de Hückel estabeleceram uma relação matemática bastante útil para a determinação
de um coeficiente médio de atividade que pode ser aplicado para qualquer íon presente em solução, dada por:
Onde:
 coeficiente médio de atividade
A = constante = 0,509
Z+ = carga do cátion
Z- = carga do ânion
I = força iônica
A grandeza força iônica, I, de uma solução é determinada com base nas molalidades e nas cargas dos íons
presentes por: 
Onde: 
 força iônica
molalidade do cátion
carga do cátion
molalidade do ânion
carga do ânion
 molalidade padrão 
O uso do coeficiente médio de atividade para a determinação das atividades de cátions e de ânions é dado
por: 
$
atividade do cátion
coeficiente médio de atividade
molalidade do cátion 
 molalidade padrão 
$
atividade do ânion
coeficiente médio de atividade
molalidade do ânion (mol. )
 molalidade padrão 
Vamos aplicar a lei limite de Debye-Hückel nos exemplos a seguir para estabelecer as atividades dos íons em
solução. 
Exemplo 1
Para uma solução de KCl 0,001mol.kg, a uma temperatura de 25°C, utilize a lei limite de Debye-Hückel para
calcular: 
Cálculo da força iônica
O coeficiente médio de atividade (γ±)
Estamos interessados em determinar γ±. Assim, temos que aplicar a operação inversa do log (base
10):
As atividades dos íons presentes (a+ e a-)
Exemplo 2
Para uma solução de CaCl2 1mmol.kg-1, a uma temperatura de 25°C, calcule: 
a) A força iônica.
b) O coeficiente médio de atividade.
c) As atividades dos íons presentes. 
Para a solução em questão, temos uma relação entre os íons de 1:2, tendo em vista que a equação de
dissociação é dada por: 
Observe que há o dobro da quantidade de íons Cl- em relação aos íons Ca2+, essa relação se reflete nas
concentrações. Assim: 
Molalidade do Ca2+ (aq) = 1 x 10-3 mol.kg-1
Molalidade do Cl- (aq) = 2 x 10-3 mol.kg-1 
A força iônica
O coeficiente médio de atividade
As atividades dos íons presentes
A importância do cálculo das atividades reside em se determinar a reatividade real das espécies e a constantede equilíbrio da solução não ideal. Veja o Exemplo 3. 
Exemplo 3
O equilíbrio que se estabelece entre o sal insolúvel cloreto de prata em meio aquoso é representado pela
equação: 
A constante do produto de solubilidade do cloreto de prata é dada pela equação: 
Calcule o Kps do AgCl, considerando que as concentrações dos íons são as seguintes (quando o equilíbrio
químico é alcançado a 25°C). 
Espécie Concentração no equilíbrio em mol x L -1 
Ag + (aq) 1,33 x 10 -5 
Cl-(aq) 1,33 x 10 -5 
Para determinar as atividades dos íons, devemos aplicar a lei limite de Debye-Hückel. Assim: 
Cálculo da força iônica
Cálculo do coeficiente médio de atividade
Cálculo das atividades dos íons presentes
Cálculo de kps
O cálculo da constante de equilíbrio de uma reação química com as atividades das espécies representa o
equilíbrio dinâmico das espécies em um sistema não ideal. Nesse ponto, a lei limite de Debye-Hückel permite
estabelecer os valores dessas atividades. 
Teoria de Debye-Hückel: aplicações
Neste vídeo, o especialista resolverá questões que envolvam cálculo de atividade e o cálculo do coeficiente
de atividade usando a teoria de Lei de Debye-Hückel.
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Os vídeos a seguir abordam os assuntos mais relevantes do conteúdo que você acabou de estudar.
A teoria de Debye-Hückel
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O coeficiente médio de atividade (γ±) - Exemplo 1
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O coeficiente médio de atividade (γ±) - Exemplo 2
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O coeficiente médio de atividade (γ±) - Exemplo 3
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Verificando o aprendizado
Questão 1
Para sistemas que não se comportam idealmente, devemos adotar a grandeza atividade como um parâmetro
que substitui a concentração das espécies químicas em equilíbrio. A respeito das atividades das espécies
químicas, de acordo com o que prediz a teoria de Debye-Hückel, assinale a alternativa correta:
A
A atividade representa a entalpia molar de cada espécie no equilíbrio.
B
A atividade representa a entropia molar de cada espécie em equilíbrio.
C
A atividade representa a disponibilidade real para cada espécie reagir, descontando-se os fatores de
estabilização química.
D
A atividade representa a concentração molar exata das espécies em equilíbrio que pode ser considerada a
disponibilidade reacional real.
E
A atividade representa as forças de atração eletrostática entre os íons de cargas opostas.
A alternativa C está correta.
Um sistema não ideal possui parâmetros químicos que "estabilizam" as espécies, reduzindo a sua
disponibilidade reacional. A atividade de uma espécie representa a sua reatividade real, descontando-se de
sua concentração os parâmetros de estabilidade, principalmente os referentes às atrações eletrostáticas
entre os íons com cargas opostas presentes na solução.
Questão 2
0 sal pouco solúvel carbonato de prata (I) a apresenta, quando em equilibrio dinâmico
entre os íons presentes em solução e o excesso de sal insolúvel, as seguintes molalidades de seus ions:
 
A dissociação desse sal em água é representada pela equação:
Considerando que a aplicação da lei limite de Debye-Hückel estabelece um coeficiente de atividade médio 
 igual a 0,955 , indique a alternativa que mostra o valor de Kps levando em conta as atividades das
espécies presentes.
A
Kps = 8,46 x 10-12
B
Kps = 1,64 x 10-8
C
Kps = 6,55 x 10-8
D
Kps = 7,31 x 10-12
E
Kps = 2,99 x 10-5
A alternativa D está correta.
Considerando que , as atividades dos ions presentes são as seguintes:
5. Conclusão
Considerações finais
Neste estudo, verificamos o conceito da constante de equilíbrio e a sua importância para o comportamento
dinâmico de um sistema que alcança o equilíbrio químico. O cálculo dessa constante segue duas abordagens.
Na primeira, consideramos o sistema ideal que utiliza a concentração das espécies em equilíbrio para o
cálculo da constante de equilíbrio. Na segunda abordagem, mais correta do ponto de vista físico-químico, são
levadas em conta as atividades das espécies químicas para o cálculo da constante de equilíbrio. Nela
julgamos o comportamento não ideal do sistema. 
Um sistema que se encontra em equilíbrio tende a anular as perturbações externas sobre ele de forma a
retornar ao equilíbrio, conforme estabelecido pelo princípio de Le Chatelier. A determinação das atividades
das espécies pode ser realizada matematicamente com a aplicação da lei limite de Debye-Hückel, que
considera a estabilização das espécies com base na atração entre íons de cargas opostas, fator
preponderante para a redução da reatividade dos íons em solução. 
Podcast
Neste podcast, o especialista fará um resumo do tema, com os principais conceitos abordados.
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Para saber mais sobre os assuntos tratados neste conteúdo, assista aos vídeos disponíveis no portal 
PubliSBQ (órgão responsável pelas publicações da Sociedade Brasileira de Química) na seção Salas de Aula:
Equilíbrio Químico. Os princípios do equilíbrio químico são aprofundados no vídeo Equilíbrio químico da
amônia: efeito do íon comum. Confira!
Ainda no portal do PubliSBQ, você encontra o artigo Le Chatelier e a temperatura e Le Chatelier e a pressão,
que ajudará a compreender mais sobre como a temperatura e a pressão afetam um sistema em equilíbrio.
Referências
ATKINS, P; DE PAULA, J. Físico-Química: fundamentos. 6. ed. Grupo GEN, Rio de Janeiro, 2017.
ATKINS, P; DE PAULA, J. Físico-Química. 10. ed. Rio de Janeiro: Grupo GEN, 2018. v. 1.
ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto
Alegre: Bookman, 2006.
ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto
Alegre: Bookman, 2018.
	Equilíbrio químico em sistemas ideais e não ideais
	1. Itens iniciais
	Propósito
	Preparação
	Objetivos
	Introdução
	1. Conceito de equilíbrio químico
	Equilíbrio químico
	A constante de equilíbrio para uma reação química: K
	Abordagem 1 – Sistemas ideais
	Abordagem 2 – Sistemas não ideais
	A constante de equilíbrio com base nas concentrações no equilíbrio
	Equilíbrio químico e constante de equilíbrio: aplicações
	Conteúdo interativo
	Vem que eu te explico !
	A constante de equilíbrio para uma reação química: K
	Conteúdo interativo
	A constante de equilíbrio a partir das concentrações no equilíbrio
	Conteúdo interativo
	Verificando o aprendizado
	2. Deslocamento de equilíbrio químico e a aplicação do princípio de Le Chatelier
	Efeitos das perturbações na condição de equilíbrio químico
	A resposta dos sistemas em equilíbrio às alterações impostas: o princípio de Le Chatelier
	Exemplo
	Atenção
	Resumindo
	Adequação de um sistema em equilíbrio à adição de reagentes
	Adequação de um sistema em equilíbrio à remoção de reagentes
	Adequação de um sistema em equilíbrio a uma adição de quantidades de produto
	Adequação de um sistema em equilíbrio à remoção de quantidades de produtos
	Adição de produto NO2(g)
	Remoção de produto NO2(g)
	Adição do reagente N2O4(g)
	Remoção do reagente N2O4(g)
	Adequação de um sistema em equilíbrio dinâmico ao aumento da pressão
	Resumindo
	Alterações na temperatura de um sistema e seus efeitos sobre a constante de equilíbrio
	O aumento de temperatura sobre um processo endotérmico
	T1 → K1
	T2 → K2
	T2 > T1 → 2 > K1
	O aumento de temperatura sobre um processo exotérmico
	T1 → K1
	T2 → K2
	T2 > T1 → 2 > K1
	Atenção
	Princípio de Le Chatelier
	Conteúdo interativo
	Vem que eu te explico !
	Os efeitos das perturbações na condição de equilíbrio químico
	Conteúdo interativo
	As alterações na temperatura de um sistema e seus efeitos sobre a constante de equilíbrio
	Conteúdo interativo
	Verificando o aprendizado
	3. Atividadedas espécies químicas em um meio químico
	A atividade das espécies químicas
	O cálculo da constante de equilíbrio em termos das atividades das espécies
	Exemplo 1
	Exemplo 2
	Atenção
	Coeficientes estequiométricos
	Sólidos
	Líquidos
	Gases
	Espécies em solução
	Atividade das espécies químicas
	Conteúdo interativo
	Vem que eu te explico !
	O cálculo da constante de equilíbrio em termos das atividades das espécies
	Conteúdo interativo
	O cálculo da constante de equilíbrio em termos das atividades das espécies (exemplos)
	Conteúdo interativo
	Verificando o aprendizado
	4. Lei limite de Debye-Hückel
	Primeiro tópico
	Teoria de Debye-Hückel
	Lei limite de Debye-Hückel
	O coeficiente médio de atividade (γ±)
	$
	$
	$
	Exemplo 1
	Cálculo da força iônica
	O coeficiente médio de atividade (γ±)
	As atividades dos íons presentes (a+ e a-)
	Exemplo 2
	A força iônica
	O coeficiente médio de atividade
	As atividades dos íons presentes
	Exemplo 3
	Cálculo da força iônica
	Cálculo do coeficiente médio de atividade
	Cálculo das atividades dos íons presentes
	Cálculo de kps
	Teoria de Debye-Hückel: aplicações
	Conteúdo interativo
	Vem que eu te explico !
	A teoria de Debye-Hückel
	Conteúdo interativo
	O coeficiente médio de atividade (γ±) - Exemplo 1
	Conteúdo interativo
	O coeficiente médio de atividade (γ±) - Exemplo 2
	Conteúdo interativo
	O coeficiente médio de atividade (γ±) - Exemplo 3
	Conteúdo interativo
	Verificando o aprendizado
	Questão 2
	5. Conclusão
	Considerações finais
	Podcast
	Conteúdo interativo
	Explore +
	Referências