Equilíbrio Químico, deslocamento de equilíbrio e fatores como concentração, pressão e temperatura

EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
 REAÇÃO REVERSÍVEL 
 
Reação reversível é aquela que ocorre 
simultaneamente nos dois sentidos. 
 
A + B C + D
1
2 
 
 sentido 1 = reação direta 
 sentido 2 = reação inversa ou reversa 
 
 
 CARACTERÍSTICAS DO EQUILÍBRIO 
 
Considerando a reação reversível: 
 
A + B C + D
1
2 
 
À medida que ocorre a reação direta, as 
concentrações molares de A e de B diminuem (A e B 
são consumidos), ao passo que as concentrações 
molares de C e de D aumentam (C e D são formados). 
Aplicando às reações direta e inversa a lei de 
velocidades, conclui-se que, com o passar do tempo, a 
velocidade da reação direta diminui enquanto que a 
velocidade da reação inversa aumenta. 
 
 
v1 = k1.[A].[B] v2 = k2.[C].[D]
diminui
 porque
aumenta
 porque
estas concentrações
 vão diminuindo
estas concentrações
 vão aumentando
 
 
 
Após um tempo t, as velocidades das reações direta 
e inversa se igualam. Diz-se, então que a reação atingiu 
um estado de equilíbrio dinâmico, o equilíbrio químico. 
 
 
Graficamente, tem-se: 
 
Velocidade
v1
v2
t0 Tempo
t = tempo no qual o equilíbrio é atingido
v1 = v2
 
 
A partir do instante em que o sistema atinge o estado 
de equilíbrio químico, tem-se a impressão que a reação 
cessou, pois não ocorre mais nenhuma modificação 
observável. No entanto, as reações direta e inversa 
continuam a ocorrer com velocidades iguais. Isto faz 
com que, ao ser atingido o equilíbrio, as concentrações 
molares das substâncias participantes permaneçam 
constantes; cada transformação de moléculas reagentes 
em produtos é compensada por uma transformação de 
moléculas produtos em reagentes. 
 
A variação das concentrações molares dos 
reagentes e produtos, dependendo das condições em 
que se estabeleça o equilíbrio, pode ser representada 
por um dos seguintes diagramas: 
 
 
 
 concentração molar 
 
 
 [A] e/ou [B] 
 
 
 [C] e/ou [D] 
 
 t tempo 
 
 [A] e/ou [B] > [C] e/ou [D] 
 
 
 
 
 
 concentração molar 
 
 
 
 [C] e/ou [D] 
 
 [A] e/ou [B] 
 
 t tempo 
 [A] e/ou [B] < [C] e/ou [D] 
 
 
 
 
 concentração molar 
 
 
 
 [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] 
 
 
 
 t tempo 
 [A] e/ou [B] = [C] e/ou [D] 
 
 
Em qualquer condição que se estabeleça, o 
equilíbrio químico será caracterizado por: 
 
• ocorrer em um sistema fechado ou que se 
comporte como tal; 
• apresentar reagentes e produtos, pois a reação não 
se processa totalmente; 
• apresentar velocidades iguais para as reações 
direta e inversa; 
• apresentar constância das concentrações molares 
das substâncias participantes. 
 
 
 CONSTANTES DE EQUILÍBRIO 
 
Qualquer equilíbrio químico é caracterizado por uma 
constante de equilíbrio, a qual é obtida através da lei do 
equilíbrio que diz: 
 
"O produto das concentrações molares dos produtos 
da reação dividido pelo produto das concentrações 
molares dos reagentes, estando cada concentração 
elevada a um expoente igual ao seu coeficiente na 
equação química considerada, é constante." 
 
Esta constante de equilíbrio é representada por Kc e 
é denominada de constante de equilíbrio em função 
das concentrações molares. 
 
Considerando a reação reversível: 
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2 
 
pela aplicação da lei do equilíbrio, obtém-se: 
 
   
   yx
tw
B.A
D.C
Kc 
 
 
A constante de equilíbrio é característica de cada 
reação química e seu valor depende somente da 
temperatura. 
 
Para qualquer reação tem-se que, quanto maior o 
valor de Kc, maior será o rendimento ou a extensão da 
reação, isto é, a concentração dos produtos presentes 
no sistema será maior que a concentração dos 
reagentes. Caso contrário, quanto menor o valor de Kc, 
menor o rendimento ou a extensão da reação, ou seja, 
haverá maior concentração dos reagentes em relação à 
de produtos. 
 
Exemplos: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kc = 
[N2] . [H2]
3
[NH3]
2
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kc = 
[SO2]
2 . [O2]
[SO3]
2
 
 
• Constante de equilíbrio em função das pressões 
parciais (Kp) 
 
Quando um equilíbrio envolver gases, a constante de 
equilíbrio poderá ser determinada através das pressões 
parciais desses gases. Neste caso, a constante de 
equilíbrio é representada por Kp e é denominada de 
constante de equilíbrio em função das pressões 
parciais. 
 
A expressão da constante de equilíbrio em função 
das pressões parciais (Kp) é obtida da mesma maneira 
que o foi a constante de equilíbrio em função das 
concentrações (Kc). 
 
Assim, para o equilíbrio: 
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2 
 
tem-se: 
 
   
   yx
tw
pB.pA
pD.pC
Kp 
 
 
onde p corresponde à pressão parcial do gás 
considerado, após atingido o equilíbrio. 
 
Exemplos: 
 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Kp = 
(pN2) . (pH2)
3
(pNH3)
2
2 SO3(g) 2 SO2(g) + O2(g) Kp = 
(pSO2)
2 . (pO2)
(pSO3)
2
 
 
 
 
Atenção ! 
 
• Nos equilíbrios em que existirem partici-
pantes sólidos, estes não devem ser 
representados na expressão da constante 
de equilíbrio em função das 
concentrações molares (Kc), pois suas 
concentrações são sempre constantes. 
• Na expressão de Kp só devem ser 
representados os componentes gasosos. 
 
 
 
Observe as expressões de Kc e Kp para os 
equilíbrios a seguir: 
 
2 CO(g) + O2(g) ⇄ 2 CO2(g) 
 
)(pO.(pCO)
)(pCO
Kp
][O.[CO]
][CO
Kc
2
2
2
2
2
2
2
2 
 
 
 
C(s) + O2(g) ⇄ CO2(g) 
 
)(pO
)(pCO
Kp
][O
][CO
Kc
2
2
2
2 
 
 
 
Zn(s) + 2 HCl(aq) ⇄ ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
)(pHKp
[HCl]
}[H.][ZnCl
Kc 22
22 
 
 
 
• Relação entre Kc e Kp 
 
Para o equilíbrio: 
x A(g) + y B(g) w C(g) + t D(g)
1
2 
 
 
tem-se: Kp = Kc . (RT)
n
 onde 
 
 
Kp = constante de equilíbrio em função das pressões 
parciais; 
Kc = constante de equilíbrio em função das 
concentrações molares; 
R = constante universal dos gases perfeitos; 
T = temperatura Kelvin do equilíbrio; 
n = variação do n.º de mols = (w + t)  (x + y) 
 
 
Exemplos: 
H2(g) + I2(g) ⇄ 2 HI(g) 
 
n = 2 - (1 + 1) = 0 
n = 0  Kp = Kc.(RT)
0
  Kp = Kc 
 
 
N2(g) + 3 H2(g) ⇄ 2 NH3(g) 
 
n = 2 - (1 + 3) = -2 
n = -2  Kp = Kc.(RT)
-2
 
 
 
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) 
 
n = (2 + 1) - 2 = 1 
n = 1  Kp = Kc.(RT)
1
 
 
 
 GRAU DE EQUILÍBRIO () 
 
Grau de equilíbrio () de uma reação, em relação a 
um determinado reagente, é o quociente entre o número 
de mols desse reagente que realmente reagiu até o 
equilíbrio e o número de mols inicial desse mesmo 
reagente. 
 
 
inicialmolsn.º
equilíbrioo atéreagiramquemolsn.º

 
 
 
Exemplo: 
 
No interior de um reator previamente evacuado, 
colocou-se 10 mols de SO3(g). 
Após o estabelecimento do equilíbrio: 
2 SO3(g) ⇄ 2 SO2(g) + O2(g) 
observou-se que existiam 3,5 mols de SO3(g) em 
equilíbrio com SO2(g) e O2(g). 
Calcule o grau de equilíbrio () da reação. 
 
Resolução: 
 
• N.º mols de SO3(g) que reagem até o equilíbrio: 
 
n reagem = n inicial - n equilíbrio