Apostila FisQui II Prof Danilo R.

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UNIPAC UNIVERSIDADE PRESIDENTE ANTÔNIO CARLOS 
FACULDADE DE CIÊNCIAS SOCIAIS, LETRAS E SAÚDE DE UBERLÂNDIA 
FÍSICO-QUÍMICA II
 
Prof. MSc.: Danilo Rodrigues de Souza 
Uberlândia-MG
 
1
1 
 
CINÉTICA QUÍMICA 
1.1 
 
INTRODUÇÃO 
O conhecimento e o estudo da velocidade das reações, além de ser muito importante em termos industriais, 
também está relacionado a nosso dia-a-dia, por exemplo, quando guardamos alimentos na geladeira para retardar 
sua decomposição ou usamos panela de pressão para aumentar a velocidade de cozimento dos alimentos. As 
reações químicas ocorrem com velocidades diferentes e estas podem ser alteradas. 
O exemplo mais simples de uma reação é quando um único reagente ser transforma em um único produto. 
Genericamente, temos: 
A (reagente) B (produto) 
O reagente A, no início da reação possui concentração máxima e vai diminuindo com o decorrer do tempo. 
Já a concentração do produto B, no instante que inicia a reação, é igual a zero e vai aumentando com o decorrer do 
tempo. Pode-se representar, em um único gráfico, as variações ocorridas na concentração dos participantes das 
reações em função do tempo: 
 
Normalmente, a concentração é indicada em mol/L (molaridade), sendo representada por um colchete ([ ]), 
que contém a fórmula da substância. 
1.2 VELOCIDADE MÉDIA DE UMA REAÇÃO 
Habitualmente trabalhamos com a velocidade média de uma reação em que relacionamos a variação da 
concentração e o intervalo de tempo ( t). 
inicialfinal
m tt
inicialfinal
t
V
 
Sendo: Vm = velocidade média de uma reação 
[ ] = variação da concentração 
t = variação de tempo 
Assim, a velocidade média é expressa por: 
t
reagentesVm ou t
produtosVm
 
 
2
 
Vejamos um exemplo de aplicação dessa expressão. O gráfico a seguir mostra a variação da concentração 
em mol/L da água oxigenada em função do tempo. A decomposição da água oxigenada é dada pela equação: 
2 H2O2 (aq) 
 
2 H2O(l) + 1 O2 (g) 
 
Analisando os valores das velocidades médias de consumo do H2O2, percebemos que eles não são 
constantes e que o valor máximo é encontrado no início da reação. Concluímos, então, que a velocidade média 
diminui de acordo com a diminuição da concentração. 
A partir do gráfico e conhecendo a estequiometria da reação, em que a decomposição de 2 mol de H2O2 
produz 2 mol de H2O e 1 mol de O2, podemos construir um novo gráfico, que indique a concentração em mol/L 
dos produtos. 
 
Analisando a velocidade média das três substâncias envolvidas na reação num mesmo intervalo de tempo, 
por exemplo, de 0 a 10 min ( t = 10 min), temos: 
Vm = 
consumo de H2O2
-(0,5 - 0,8)
10
 
Vm = 
formação de H2O 
(0,3 - 0)
10
 
Vm = 
formação de O2
(0,15 - 0)
10
 
2 H2O2 (aq) 
 
2 H2O(l) 1 O2 (g) 
t = 0 min 0,8 mol/L 0 mol/L 0 mol/L 
Trecho I 
gastos 
0,3 mol/L 
formados 
0,3 mol/L 
formados 
0,15 mol/L 
T = 10 min 0,5 mol/L 0,3 mol/L 0,15 mol/L 
Trecho II 
gastos 
0,2 mol/L 
formados 
0,2 mol/L 
formados 
0,1 mol/L 
T = 20 min 0,3 mol/L 0,5 mol/L 0,25 mol/L 
Trecho III 
gastos 
0,1 mol/L 
formados 
0,1 mol/L 
formados 
0,05 mol/L 
T = 30 min 0,2 mol/L 0,6 mol/L 0,3 mol/L 
 
3
 Vm = 0,03 mol L-1 min-1 Vm = 0,03 mol L-1 min-1 Vm = 0,015 mol L-1 min-1 
Concluímos, então, que os valores das velocidades médias obedecem à proporção estequiométrica da 
reação: 2:2:1. 
Se dividirmos os valores das velocidades médias pelos respectivos coeficientes estequiométricos, 
encontraremos um mesmo valor, que será considerado o valor da velocidade média da reação. 
= 0,015 mol/L minVm =
Vm H2O2
2
= =
2
Vm H2O
1
Vm O2
 
Genericamente, para a reação dada, temos: 
A A + b B c C 
Vm reação = = =
Vm A
a b
Vm B
c
Vm C
 
Exercícios
 
1 
 
O gráfico abaixo representa a variação das concentrações das substâncias X, Y e Z durante a reação em que 
tomam parte. A equação que representa a reação é: 
a) X + Z Y 
b) X + Y Z 
c) X Y + Z 
d) Y X + Z 
e) Z X + Y 
2 
 
A relação a seguir mostra a variação da concentração de uma substância A, em função do tempo, em uma 
reação química: 
a A + b B c C + d D
 
t (min) 0,0 2,0 4,0 6,0 8,0 10,0
 
12,0
 
14,0
 
16,0
 
18,0
 
[A] mol/L 11,0
 
7,0 4,3 3,0 2,0 1,0 0,5 0,3 0,2 0,2 
 
Qual será o valor da velocidade média da reação A correspondente ao intervalo entre 4 e 14 minutos? 
3 
 
Durante a realização de um experimento de decomposição da amônia (NH3), um estudante montou uma tabela 
que apresenta o nº de mol dos participantes em função do tempo: 
 
 
4
 
Utilizando as informações, resolva: 
a) Indique os valores numéricos correspondentes às letras a, b, c, d, e, f, g que completam corretamente a 
tabela. 
b) Construa um gráfico representando o nº de mol dos participantes da reação na ordenada e o tempo, em 
minutos, na abscissa. 
c) Determine a velocidade média de consumo da amônia (NH3) e de formação do N2 e do H2. 
d) Determine a velocidade média da reação. 
4 
 
A formação do dióxido de carbono (CO2) pode ser representada pela equação: 
C(s) + O2(g) CO2(g) 
Se a velocidade de formação do CO2 for 4 mol/min, o consumo de oxigênio, em mol/min será de quanto? 
5 
 
A combustão do butano corresponde à equação: 
C4H10 + 6,5 O2 4 CO2 + 5 H2O 
Se a velocidade de consumo do butano for de 0,05 mol/minuto, qual a massa de CO2 produzida em meia 
hora? (Dados: C = 12, H = 1, O =16). 
1.3 
 
CONDIÇÕES PARA OCORRÊNCIA DE REAÇÕES 
Vários fatores são responsáveis pela ocorrência de uma reação química. Entre os reagentes deve existir uma 
tendência à reação (afinidade química) e, além disso, eles devem estar em contato, o que permitirá a colisão entre 
suas moléculas, acarretando quebra de ligações e formações de novas ligações. 
1.3.1 Teoria da colisão 
Em todas as reações, os átomos que formam os reagentes se rearranjam, originando os produtos. No 
entanto, nem todos os choques entre as partículas que compõem os reagentes dão origem a produtos (choques não-
eficazes). Os choques que resultam em quebra e formação de novas ligações são denominados eficazes ou efetivos. 
2 NH3(g) 
 
1 N2(g) 3 H2 (g) 
t = 0 min 10 mol a b 
 
Consumidos 
c 
formados 
d 
formados 
e 
t = 10 min 6 mol f g 
 
5
 
No momento em que ocorre o choque em uma posição favorável, forma-se uma estrutura intermediária 
entre os reagentes e os produtos denominada complexo ativado. 
Complexo ativado é o estado intermediário (estado de transição) formado entre reagentes e produtos, em 
cuja estrutura existem ligações intermediárias (presentes nos reagentes) e formação de novas ligações 
(presentes nos produtos). 
Vejamos um exemplo de complexo ativado: 
 
Para que ocorra a formação de complexo ativado, as moléculas dos reagentes devem apresentar energia 
suficiente, além da colisão em geometria favorável. Essa energia é denominada energia de ativação (Ea). 
Energia de ativação é a menor energia necessária que deve ser fornecida aos reagentes para a 
formação do complexo ativado e, conseqüentemente, para ocorrência da reação. 
Esse fato ocorre tanto para as reações exotérmicas quanto para as endotérmicas, e seus diagramas, 
indicando o caminho da reação e a entalpia, podem ser representados por: 
 
Experimentalmente, temos que reações diferentes apresentam energias de ativação diferentes, sendo que as 
reações que exigem uma menor energia de ativação ocorrem mais rapidamente, ou seja, ocorrem com maiorvelocidade. 
1.3.2 
 
Fatores que influenciam a velocidade de uma reação 
a) Superfície de contato 
Quando um reagente está no estado sólido, a reação ocorrerá na sua superfície. Assim, quanto mais 
fragmentado (disperso) for esse reagente, maior será o número de choques, e maior será a velocidade da reação. 
 
6
 
Quanto maior a superfície de contato dos reagentes, maior a velocidade da reação. 
Para investigar o efeito da superfície de contato na velocidade, vamos considerar a reação a seguir: 
CaCO3 (s) + 2 HCl (aq) CaCl2 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)
 
 
 
A efervescência no CaCO3 na forma de pó é mais acentuada (maior superfície de contato). O aumento da 
superfície intensificou a velocidade da reação, mas não a quantidade do produto formado. Portanto, o volume de 
CO2 produzido será o mesmo ao final das duas reações. 
b) Temperatura 
Um alimento cozinha mais rapidamente numa panela de pressão (a água ferve a uma temperatura maior), o 
que favorece o cozimento. Para melhor conservação dos alimentos, devemos guardá-los em frezzers, diminuindo a 
temperatura estaremos diminuindo a velocidade das reações responsáveis pela decomposição. 
O primeiro cientista a relacionar a variação de temperatura e a velocidade das reações foi Jacobus Van t 
Hoff, no final do século 19. Ele estabeleceu a seguinte regra: 
Regra de Van t Hoff: um aumento de 10 ºC faz com que a velocidade da reação dobre. 
c) Catalisador 
Nosso sistema digestivo converte os nutrientes em substâncias que podem ser absorvidas e utilizadas pelas 
células. Essa transformação é feita pelas enzimas, que constituem catalisadores biológicos, e são altamente 
específicas. 
Catalisadores: substâncias capazes de acelerar uma reação sem sofrerem alteração permanente, isto 
é, não são consumidas durante a reação. 
Os catalisadores criam um caminho alternativo, que exige menor energia de ativação, fazendo com que se 
processe de maneira mais rápida. 
 
 
7
 
Obs: 
1. Um catalisador acelera a reação, mas não aumenta o rendimento, isto é, ele produz a mesma quantidade de 
produto, mas num período de tempo menor. 
2. O catalisador não altera o H da reação. 
d) Concentração de reagentes 
A velocidade de uma reação depende também da concentração dos reagentes, pois ela está relacionada com 
o número de choques entre as moléculas. Vamos aplicar esse conceito a uma reação genérica: 
1 A + 1 B 1 AB 
O número de choques e, conseqüentemente, a velocidade irão depender das concentrações de A e B. Vamos 
considerar quatro situações em que varia o número de moléculas de A e B, num mesmo volume e numa mesma 
temperatura: 
 
Conclui-se que quanto maior a concentração dos reagentes maior a velocidade das reações. 
Exercícios
 
1 
 
Dada a seguinte equação: 
reagentes complexo ativado produto + calor
 
Represente um gráfico (entalpia em ordenada e caminho da reação em abscissa) os níveis das entalpias de 
reagentes, complexo ativado e produtos. 
2 
 
Considere o diagrama abaixo para a seguinte reação: 
 
8
 
Determine a entalpia da reação e a energia de ativação da reação acima. 
3 
 
O gráfico a seguir representa a variação de energia potencial quando o monóxido de carbono (CO) é oxidado a 
CO2 pela ação do NO2, de acordo com a equação: 
CO(g) + NO2(g) CO2(g) + NO(g)
 
Com relação a esse gráfico e à reação direta dada, a afirmativa falsa é: 
a) A energia de ativação para a reação direta é cerca de 135 kJ/mol. 
b) A reação inversa é endotérmica. 
c) Em valor absoluto, o H da reação direta é cerca de 225 kJ/mol. 
d) Em valor absoluto, o H da reação inversa é cerca de 360 kJ/mol. 
e) O H da reação direta é negativo. 
4 
 
O gráfico a seguir representa as variações das massas de um pequeno pedaço de ferro e de uma esponja (palha 
de aço) expostos ao ar. 
 
a) Por que as massas da esponja e do pedaço de ferro aumentam com o tempo? 
b) Qual das curvas diz respeito à esponja de ferro? Justifique. 
5 
 
Observe os diagramas 1 e 2 representativos de uma mesma reação química. 
 
9
 
Para cada curva do diagrama 1 há uma curva correspondente no diagrama 2. Quais curvas representam a 
reação na presença de um catalisador? Explique. 
1.4 
 
REAÇÕES ELEMENTARES E NÃO-ELEMENTARES 
Reações elementares são aquelas em que os produtos se formam após uma única colisão entre moléculas 
reagentes, ou seja, realizada em etapa única. Ex: 
CO + NO2 CO2 + NO 
Reações não-elementares são aquelas em que os produtos se formam por meio de duas ou mais etapas 
elementares. Ex: 
2NO N2O2
2NO + O2 2NO
N2O2 + O2 2NO2 +
 
1.5 - LEI DA VELOCIDADE 
Para qualquer reação, uma das importantes influências é a concentração dos reagentes. Geralmente, se 
acompanhamos uma reação química durante um período de tempo, constatamos que sua velocidade decresce 
gradualmente, à medida que os reagentes são consumidos. Disto concluímos que a velocidade está relacionada, de 
alguma forma, com as concentrações das espécies reagentes. De fato, a velocidade é quase sempre diretamente 
proporcional à concentração dos reagentes, elevada a alguma potência. Isto significa que, para a reação geral: A 
 
B a velocidade pode ser escrita como: 
Velocidade [A]x 
Onde o expoente, x, é chamado ordem da reação. Quando x = 1, temos uma reação de primeira ordem. 
Um exemplo é decomposição do ciclopropano: 
Velocidade [ciclopropano]1 
Reações de segunda (x = 2), terceira (x = 3) e ordens superiores são também possíveis, como o são as 
reações nas quais x é fracionário. 
Existem também reações de ordem zero, pois a velocidade é constante e não depende da concentração dos 
reagentes. Um exemplo de reação de ordem zero seria a eliminação do álcool etílico pelo corpo. Independente da 
quantidade que esteja presente na corrente sangüínea, sua velocidade de expulsão do corpo é constante. 
 
10
 
Para uma reação ligeiramente mais complexa: 
A + B produtos 
A equação de velocidade seria: v [A]x [B]y, onde a velocidade da reação é dependente das concentrações 
tanto de A quanto de B. O valor x é a ordem da reação em relação ao reagente A, e o valor y é a ordem de reação 
em relação a B. Agora se somarmos x e y, teremos a ordem global da reação. 
Agora com a reação a proporcionalidade ( ), esta pode ser convertida em uma igualdade, introduzindo-se 
uma constante de proporcionalidade, a que chamamos constante de velocidade. Assim a equação resultante 
mostrada acima, denominada lei da velocidade para a reação, é: 
V = k[A]x[B]y 
Um fato interessante é que quando a reação é elementar, ou seja, que ocorre em etapa única, os valores de 
ordem de reação dos reagentes serão iguais aos seus coeficientes estequiométricos. Ex: 
a A + b B produtos 
v = k[A]a [B]b 
 1 CO + 1 NO2 1 CO2 + 1 NO 
v = k [CO]1 [NO2]1 
Já no caso, de reações não elementares, a ordem de reação só pode ser determinada experimentalmente. 
Exercícios 
1 
 
Considerando que as reações abaixo sejam elementares, escreva a expressão para suas respectivas leis 
cinéticas: 
a) H2 + I2 2 HI 
b) 2 NO + O2 2 NO2 
2 - Num laboratório foram efetuadas diversas experiências para a reação: 
2 H2(g) + 2 NO(g) N2(g) + 2 H2O(g) 
Com os resultados das velocidades iniciais obtidos, montou-se a seguinte tabela: 
Experimento [H2] [NO] V (mol L-1 s-1) 
1 0,10 0,10 0,10 
2 0,20 0,10 0,20 
3 0,10 0,20 0,40 
 
Escreva a Lei da velocidade e determine a ordem de reação para cada um dos reagentes, a ordem global e a 
constante de velocidade da reação. 
 
11
3 
 
Abaixo estão alguns dados, coletados em uma série de experiências, sobre a reação do óxido nítrico com o 
bromo, a 273 ºC: 
2NO (g) + Br2 (g) 2 NOBr (g) 
Experimento [NO] [Br2] V (mol L-1 s-1) 
1 0,10 0,10 12 
2 0,10 0,20 24 
3 0,10 0,30 36 
4 0,20 0,10 48 
5 0,30 0,10 108 
 
Determine as ordens de reação para os reagentes, a ordem global, a lei da velocidade e a constante de 
velocidade. 
4 
 
Os seguintes dados coletados para a reação do brometo de t-butila (CH3)3CBr, com o íon hidróxido, a 55 ºC: 
(CH3)3CBr + OH- 
 
(CH3)3COH + Br- 
Experimento [(CH3)3CBr] [OH-] V (mol L-1 s-1) 
1 0,10 0,10 0,0010 
2 0,20 0,10 0,0020 
3 0,30 0,10 0,0030 
4 0,10 0,20 0,0010 
5 0,10 0,30 0,0010 
Determine as ordens de reação para os reagentes, a ordem global, a lei e a constante de velocidade para esta 
reação? 
2 EQUILÍBRIO QUÍMICO 
Muitas rações ocorrem completamente, ou seja, até que pelo menos um dos reagentes seja totalmente 
consumido. Um exemplo desse tipo de reação é a que acontece quando queimamos um palito de fósforo. 
Existem sistemas, no entanto, em que as reações direta e inversa ocorrem simultaneamente. Esses sistemas 
são denominados reversíveis e representando por . Essa situação acontece tanto em processos químicos 
como em processos físicos. 
 
12
 
Um exemplo de processo reversível é o que ocorre com a água líquida contida num frasco fechado. Nesse 
sistema, temos moléculas de água passando continuamente do estado líquido para o de vapor e vice versa. 
 
Quando a velocidade de vaporização (Vd) se iguala à de condensação (Vi), dizemos que o sistema atingiu o 
equilíbrio. Graficamente, podemos representar esse e outros equilíbrios por: 
 
Uma conseqüência importante do fato de as duas velocidades serem iguais na situação de equilíbrio é que 
as quantidades dos participantes são constantes, porém não obrigatoriamente iguais. Veremos a seguir outro 
exemplo: 
 
Como se pode observar a reação não processa por completo, tanto a reação de ida como a de volta parece 
parar em um estado intermediário, chamado de equilíbrio químico. Observa-se também que embora reagente e 
produto tenham alcançado o equilíbrio, as concentrações não são iguais. 
Equilíbrio químico é a situação na qual as concentrações dos participantes da reação não se alteram, pois as 
reações direta e inversa estão se processando com velocidade iguais. 
2.1 EQUACIONANDO MATEMATICAMENTE O EQUILÍBRIO QUÍMICO 
2.1.1 Constante de equilíbrio em função das concentrações molares 
N2O4
 
(g)
 
2 NO2
 
(g)
 
 
13
 
A expressão da constante de equilíbrio em função das concentrações é definida como sendo a multiplicação 
das concentrações molares dos produtos divididas pela dos reagentes, todas elevadas aos seus coeficientes 
estequiométricos. Ex: 
a A + b B c C + d D 
Reagentes Produtos
 
Kc = 
[C]c [D]d
[A]a [B]b
 
Agora vamos considerar a reação a seguir: 
N2O4 (g) 2 NO2 (g) 
Supondo que tanto a reação direta quanto a inversa sejam elementares. A partir do momento em que o 
equilíbrio é alcançado será utilizada a seguinte expressão: 
Kc = 
[NO2]2
[N2O4]
 
Em equilíbrios heterogêneos em que existam participantes sólidos, eles não devem ser representados na 
expressão da constante de equilíbrio, pois suas concentrações são constantes em relação ao outro reagente. Logo, 
nos equilíbrios a seguir, temos: 
C(s) + O2 (g) CO2(g) Kc = [CO2][O2]
 
CaO(s) + CO2 (g) CaCO3(s) Kc = [CO2] 
1
 
Em equilíbrios que ocorrem em meio aquoso, no qual um dos participantes é a água líquida, a concentração 
da água, em mol/L, não varia; portanto, ela não fará parte da constante de equilíbrio. Ex: 
C12H22O11(aq) + H2O(l) C6H12O6(aq) + C6H12O6(aq) Kc = 
sacarose glicose frutose
[C6H12O6] [C6H12O6] 
 
[ ] C12H22O11 
2.1.2 Espontaneidade de uma reação 
Vamos tomar dois exemplos de equilíbrio químico e suas constantes de equilíbrio a 25 ºC: 
H2 + Cl2 2HCl
[HCl]2
[H2] [Cl2]
Kc = 3,8 1033. =
. 
N2 + O2 2NO
[NO]2
[N2] [O2]
Kc = 1,0 10-30. =
. 
Quando a constante de equilíbrio em função da concentração (Kc) for maior do que 1 a concentração dos 
produtos é maior do que a dos reagentes , indicando que a reação direta prevalece sobre a inversa. 
Quando a constante de equilíbrio em função da concentração (Kc) for menor do que 1 a concentração dos 
reagentes é maior do que a dos produtos , indicando que a reação inversa prevalece sobre a direta. 
 
14
 
2.1.3 Constante de equilíbrio em função das pressões parciais 
No entanto, em equilíbrios no quais pelo menos um dos participantes é um gás, a constante de equilíbrio 
pode ser expressa em termos de pressões parciais dos gases envolvidos e, nesse caso, será representada por KP. Ex: 
2 CO (g) + O2 (g) 2 CO2 (g) Kp = 
(PCO)2 (PO2).
(PCO2)2
 
Exercícios
 
1 
 
Marque a alternativa correta. 
Uma reação química atinge o equilíbrio químico quando: 
a) Ocorre simultaneamente nos sentidos direto e inverso. 
b) As velocidades das reações direta e inversa são iguais. 
c) Os reagentes são totalmente consumidos. 
d) A temperatura do sistema é igual à do ambiente. 
e) A razão entre as concentrações dos reagentes e dos produtos é unitária. 
2 
 
Escreva a expressão da constante de equilíbrio em termos de concentração (Kc) dos seguintes equilíbrios: 
a) 2 NO(g) + O2(g) 2NO(g)
 
c) 4 HCl(g) + O2(g) 2 H2O(g) + 2 Cl2(g)
 
b) PCl5(g) PCl(g) + Cl2(g))
 
d) C(s) + H2O(g) CO(g) + H2(g)
 
3 
 
São colocados 8 mol de NH3 (amônia) num recipiente fechado de 5 litros de capacidade. Acima de 450 ºC, 
estabelece-se, após algum tempo, o equilíbrio: 
2 NH3(g) 3 H2(g) + N2(g) 
Sabendo que a variação do número de mol dos participantes está registrada no gráfico, determine a 
constante de equilíbrio em função das concentrações (Kc). 
4 
 
Considere a seguinte equação de oxi-redução: 
Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+
 
A constante de equilíbrio desta reação é igual a 2,0 . 1011. 
 
15
 
a) Escreva a expressão que representa a constante de equilíbrio. 
b) Calcule a concentração de íons Ce4+ que existe em equilíbrio em uma solução cuja concentração de Ce3+ é 
0,1 mol/L, de Fe3+ é 0,1 mol/L e de Fe2+ é 0,1 mol/L. 
2.2 DESLOCAMENTO DE EQUILÍBRIO PRINCÍPIO DE LE CHATELIER 
Quando um sistema está em equilíbrio, a velocidade da reação direta é igual à velocidade da inversa, e as 
concentrações em mol/L de todos os participantes permanecem constantes. Se, sobre esse equilíbrio, não ocorrer 
ação de nenhum agente externo, ele tende a permanecer nessa situação indefinidamente. Porém, se for exercida 
uma ação externa sobre esse equilíbrio, ele tende a reagir de maneira a minimizar os efeitos dessa ação. Esse é o 
tema do Princípio de Le Chatelier, publicado em 1884: 
Princípio de Le Chatelier: Quando se aplica uma força em sistema em equilíbrio, ele tende a se reajustar 
no sentido de diminuir os efeitos dessa força . 
Os fatores que podem afetar a condição de equilíbrio de um sistema são: concentração, pressão, 
temperatura. 
O Princípio de Le Chantelier é fácil de ser entendido quando se considera que a constante de equilíbrio 
depende somente da temperatura. 
A seguir vamos analisar a influência de cada um dos fatores que podem afetar o equilíbrio. 
2.2.1 Concentração 
Considere o seguinte equilíbrio: 
C(s) + CO2 (g) 2 CO(g)
 
Ele servirá de exemplo para nosso estudo. Iremos analisar seu comportamento em três situações: 
1º Situação adição de CO2(g) 
 
16
 
Quando adicionamos CO2 ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, 
queirá acarretar aumento do nº de choques entre o C(s) e o CO2(g). Isso favorece a formação de CO(g), ou seja, o 
equilíbrio se desloca para o lado direito. 
 
Obs: Outra maneira de se entender o deslocamento desse equilíbrio seria por meio de uma análise da expressão do 
Kc. 
Kc = 
[CO]2
[CO2]
 
Ao introduzirmos adicionado C(s) no equilíbrio, estamos aumentando sua concentração ([CO2] ); como a 
constante Kc não varia, a concentração do CO também deverá aumentar ([CO] ) para manter a igualdade 
matemática. 
Se tivéssemos adicionado C(s) ao equilíbrio, não haveria alteração, pois a concentração de um sólido é 
constante. 
2º Situação adição de CO(g) 
Quando adicionamos CO(g) ao equilíbrio, imediatamente ocorre um aumento na concentração do composto, 
transformando-o parcialmente em CO2(g) e em C(s). Nesse caso, o equilíbrio se desloca para a esquerda. 
3º Situação remoção de CO(g) 
Quando retiramos parte do CO(g) presente no equilíbrio, imediatamente ocorre uma diminuição na 
concentração do composto e, como conseqüência, a velocidade da reação inversa diminui. Logo, a velocidade da 
reação direta será maior, favorecendo a formação de CO(g), ou seja, o equilíbrio se desloca para a direita. 
Se considerarmos, agora, o equilíbrio a seguir em meio aquoso: 
2 CrO42-(aq) + 2 H+(aq) Cr2O72-(aq) + H2O(l)
 
amarelo alaranjado 
 
Quando: [CrO42-] < [Cr2O72-], prevalece a cor alaranjada na solução. 
 
17
 Amarelo Alaranjado 
 
Quando: [CrO42-] > [Cr2O72-], prevalece a cor amarela na solução. 
 Amarelo Alaranjado 
Nesse caso, o deslocamento do equilíbrio é perceptível visualmente pela mudança de cor. Quando 
adicionamos algumas gotas de limão ou outra solução ácida ao equilíbrio em que a concentração de CrO42-(aq) é 
maior que a de Cr2O72-, aumentamos também a concentração de H+, o que favorece o deslocamento do equilíbrio 
para direita (formação do Cr2O72-(aq), que é alaranjado). Nesse caso particular de deslocamento de equilíbrio, íon 
comum, o H+. A esse fato damos o nome de efeito do íon comum. 
 
Quando uma solução aquosa de NaOH é adicionada ao equilíbrio em que a concentração de Cr2O72- é maior 
que CrO42-, teremos um novo deslocamento. Os íons OH- originados pela base consomem os íons H+ presentes no 
equilíbrio (OH- + H+ H2O), deslocando o equilíbrio para a esquerda (formação de CrO42-(aq), que é amarelo). 
2.2.2 Pressão 
Quando aumentamos a pressão sobre um equilíbrio gasoso, à temperatura constante, ele se desloca no 
sentido da reação capaz de diminuir esse aumento da pressão e vice-versa. 
A fim de verificarmos os efeitos da variação de pressão em um equilíbrio, vamos considerar o equilíbrio 
seguinte, a uma temperatura constante: 
2 SO2 + O2 2 SO3(g)
2 mol 1 mol 2 mol
3 mol
 
Se aumentarmos a pressão, o equilíbrio se desloca para a direita, favorecendo a formação de SO3(g), porque 
nesse sentido há uma diminuição do número de mol do gás e conseqüentemente, uma diminuição da pressão. 
Outra maneira, mais simples, de analisarmos o efeito produzido pela variação de pressão em um equilíbrio é 
associar o nº de mol ao volume. Assim, nas mesmas condições, temos: 
 
1 mol = 1 volume (1 V) 
 
2 mol = 2 volumes (2 V) 
Logo: 
Aumento
 
de 
Pressão 
Provoca 
contração 
de volume 
O equilíbrio se desloca para
 
o lado de menor volume 
(menor nº de mol) 
Diminuição
 
de 
pressão 
Provoca 
expansão 
de volume 
O equilíbrio se desloca para
 
o lado de maior volume 
(menor nº de mol) 
 
18
 
No exemplo dado, temos: 
2 SO3(g) + O2(g) 2 SO3(g) 
2 mol 1 mol 2 mol
2 V 1 V 2 V
3 V
 
Pressão: Desloca o equilíbrio para a direita (menor volume). 
 
Pressão: Desloca o equilíbrio para a esquerda (maior volume). 
Obs: 
 
Para ser possível analisar a influência da variação da pressão sobre um equilíbrio, pelo menos um dos 
seus constituintes deve ser um gás. 
 
Em equilíbrios do tipo: 
1 H2(g) + 1 I2(g) 2 HI(g) 
 
temos volumes iguais (2 V = 2 V), os quais não são afetados por variações de pressão. 
 
Se adicionarmos a um sistema em equilíbrio um gás inerte, ou seja, um gás que não reage, ocorre um 
aumento da pressão total do sistema. No entanto, como não há variação da concentração nem das 
pressões parciais de cada gás componente do equilíbrio, a adição do gás inerte não desloca o equilíbrio. 
2.2.3 Temperatura 
A temperatura, além de provocar deslocamento do equilíbrio, é o único fator responsável por alterações 
na constante de equilíbrio (Kc). 
Num sistema em equilíbrio, sempre temos duas reações: a endotérmica, que absorve calor, e a exotérmica, 
que libera calor. Quando aumentamos a temperatura, favorecemos a reação que absorve calor. Por outro lado, 
quando há diminuição da temperatura, favorecemos a reação que libera calor. Observe o que ocorre com os dois 
equilíbrios dados como exemplos: 
1º Exemplo: 
1 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3 (g) 
exotérmica
endotérmica
 
H < 0 A reação direta é exotérmica 
 
Aumento da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a esquerda). 
 
Diminuição da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a direita). 
 
19
Se também desejamos relacionar a variação da temperatura com a constante de equilíbrio (Kc), devemos 
considerar que uma elevação da temperatura favorece a reação endotérmica. Então, [N2] e [H2] aumentam e [NH3] 
diminui. 
Kc diminuiiKc = [N2] [H2]
[NH3]2 
=
 
 
 
2º Exemplo: 
1 N2(g) + 1 O2(g) 2 NO (g) 
exotérmica
endotérmica
 
H > 0 A reação direta é endotérmica 
 
Aumento da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação endotérmica (para a direita); 
 
Diminuição da temperatura: desloca o equilíbrio no sentido da reação exotérmica (para a esquerda); 
Em relação à constante de equilíbrio (Kc), temos um aumento da temperatura, favorecendo a reação 
endotérmica. Então, [NO] aumenta enquanto [N2] e [O2] diminuem: 
Kc aumentaKc = =[NO]
2 
[N2] [O2]
 
2.2.4 Efeito dos catalisadores sobre o equilíbrio 
Catalisadores são substâncias que aumentam a velocidade das reações químicas pela diminuição da energia 
de ativação. Numa situação de equilíbrio, a diminuição da energia de ativação, produzida pelo catalisador, tem o 
mesmo valor para a reação direta e para a inversa. 
Como o aumento de velocidade da reação produzido pelo catalisador é o mesmo, tanto para a reação direta 
coma para a inversa, ele não altera o equilíbrio. 
Catalisadores não deslocam equilíbrio 
Se o catalisador aumenta a velocidade das reações direta e inversa, o único efeito que ele provoca num 
equilíbrio é a diminuição do tempo necessário para que esse equilíbrio seja atingido. 
Exercícios
 
 
20
1 
 
O gráfico abaixo representa alterações nas concentrações das espécies N2, H2 e NH3 que estão em equilíbrio no 
instante t0, sob pressão e temperatura constantes. Leve a conta a seguinte reação: 
N2 + 3 H2 2 NH3
 
Analise o gráfico e responda: 
a) Que substância foi adicionada ao sistema em t1? 
b) Que variação sofre a concentração de equilíbrio (Kc) quando variam as concentrações em t2? 
c) Como variam as concentrações de N2 e H2 em t3? 
d) Como variam as concentrações de NH3 e de H2 em t4, quando N2 é retirado? 
2 
 
O gráfico seguinte refere-se ao sistema químico: 
2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l)
 
Considere as seguintes condições: 
I 
 
Sistema fechado 
II Sistema aberto 
III 
 
Presença adicional de CO2 
IV 
 
Remoção de água 
Quais das condiçõescitadas favorecem a reação? Por que? 
3 
 
A reação do NO2 para o N2O4 depende da temperatura. O equilíbrio das duas espécies pode ser representado 
por: 
2 NO2 (g) N2O4 (g)
 
Sabendo-se que a espécie NO2 é de cor castanha e o dímero N2O4 incolor, e que um aumento de 
temperatura em uma ampola de vidro fechada contendo os dois gases em equilíbrio faz com que a cor castanha se 
torne mais intensa, diga se a reação é endotérmica ou exotérmica. Justifique. 
4 
 
Na fabricação da cerveja adiciona-se gás carbônico durante o processo de engarrafamento (parte do CO2 já é 
produzida durante a fermentação). Isto faz com que o produto final apresente uma acidez maior. Por outro lado, o 
CO2 em solução fica em equilíbrio com o CO2 não-solubilizado, como representado a seguir: 
CO2 (g) CO2 (aq)
 
H = - 14,8 kJ/mol de CO2 
a) Suponha que a geração de espuma esteja relacionada à quantidade de gás liberada durante a abertura da garrafa 
de cerveja. Se duas cervejas são abertas no mesmo bar, uma a 6 ºC e outra a 25 ºC, qual apresentará a maior 
quantidade de espuma? Justifique sua resposta. 
b) Explique por que o CO2, em solução aquosa, pode tornar o meio ácido.