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IV – INTRODUÇÃO AO EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
IV.1 –Definição 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO: é o estado de um sistema reacional 
no qual não ocorrem variações na composição do mesmo 
ao longo do tempo. 
 
Equilíbrio químico → equilíbrio dinâmico → duas reações 
opostas ocorrem com a mesma velocidade. 
 
Um estado de equilíbrio químico tende a se estabelecer em 
um sistema reacional composto por reações reversíveis. 
 
Em uma reação reversível temos duas reações opostas que 
ocorrem simultaneamente: 
 
 
Na reação direta os reagentes são transformados em 
produtos e na reação inversa os produtos são convertidos 
em reagentes. Quando o estado de equilíbrio químico é 
atingido, as velocidades da reação direta, v1, e da reação 
inversa, v2, se igualam e as concentrações de reagentes e 
produtos permanecem constantes ao longo do tempo. 
 
 
 
 
 
 
Representando graficamente a evolução da 
composição do sistema reacional observaremos o seguinte 
comportamento: 
 
 
IV.2 – O quociente de reação e a constante de equilíbrio 
 
Vamos considerar uma reação química do tipo: 
 
 
 
 
Podemos definir o quociente de reação, Q, pela 
expressão: 
 
 
Onde, [A], [B], [C] e [D] são as concentrações das 
espécies que participam da reação em um dado instante. 
Como essas concentrações evoluem ao longo da reação o 
valor de Q também varia e aumenta a medida que a reação 
avança no sentido de formação dos produtos. 
 
Quando o sistema reacional atinge o estado de 
equilíbrio, as concentrações das espécies tornam-se 
constantes, assim como o valor de Q que recebe o nome de 
constante de equilíbrio, Keq: 
 
 
[A]eq, [B]eq, [C]eq e [D]eq são as concentrações das espécies 
no equilíbrio. 
 
 
À medida que a reação avança, o valor de Q se 
aproxima do valor da constante de equilíbrio (Keq) , 
conforme mostra a figura abaixo. 
 
 
Q < Keq → Sistema evolui no sentido da reação direta. 
Q = Keq → Sistema em equilíbrio. 
Q > Keq → Sistema evolui no sentido da reação inversa. 
 
IV.3 –Equilíbrio químico e termodinâmica 
 
O equilíbrio químico é uma das aplicações mais 
importantes da termodinâmica. Quando se diz que o 
sistema está em estado de equilíbrio, isto quer dizer que o 
sistema está em estado de “descanso”, e processos 
dinâmicos ocorrem continuamente, isto é, para qualquer 
processo as velocidades no sentido direto e inverso são 
iguais, as quais asseguram que a composição total do 
sistema não se altera. 
 
Vários critérios podem ser estabelecidos para 
descrever um sistema em equilíbrio. A primeira e segunda 
lei da termodinâmica indica que um sistema tende a 
caminhar para um estado de mínima energia e máxima 
entropia. Estas condições devem ser, portanto satisfeitas 
para um sistema atingir o equilíbrio. 
 
Devemos perceber que uma mistura reacional tem uma 
tendência espontânea a evoluir no sentido da diminuição da 
energia livre de Gibbs. O estado de equilíbrio corresponde a 
um valor mínimo para G. 
 
A espontaneidade de um processo pode ser avaliada 
através da variação da energia livre que acompanha o 
processo. 
 
 
 
 
 
 
 
Com relação ao valor de ∆G teremos três possibilidades: 
 
 
 
 
IV.4 –Equilíbrio químico e cinética 
 
Consideremos uma reação elementar do tipo: 
 
 
 
 
A velocidade da reação direta v1, é função das 
concentrações dos reagentes A e B na mistura reacional: 
 
A velocidade da reação inversa v2, por sua vez, é 
função das concentrações dos produtos C e D na mistura 
reacional: 
 
 
k1 e k2 são as constantes de velocidade das reações direta e 
inversa respectivamente. Essas constantes variam apenas 
com a temperatura e podem ser expressas em função 
dessa variável pela equação de Arrhenius: 
 
 
Onde, A = fator pré-exponencial da equação da 
Arrhenius, Ea= energia de ativação da reação (J/mol), R = 
constante dos gases = 8,31 J/mol.K e T = temperatura 
absoluta (K). 
 
No equilíbrio as velocidades da reação direta e da 
reação inversa se igualam (v1= v2) e teremos: 
 
 
Rearranjando a equação acima, obtemos que: 
 
 
A constante de equilíbrio para a reação inversa é: 
K୰ୣୟçã୭ ୧୬୴ୣ୰ୱୟ ൌ
1
Kୣ୯
 
IV.5 –Princípio de Le Chatelier e deslocamento do 
equilíbrio 
 
Um sistema reacional em equilíbrio continuará com sua 
composição inalterada enquanto não sofrer uma 
perturbação externa. A forma pela qual um sistema 
reacional reage a uma perturbação ao seu estado de 
equilíbrio é resumida no chamado Princípio de Le 
Chatelier: 
 
“Quando um sistema reacional em equilíbrio 
químico sofre uma perturbação externa, este se 
deslocará no sentido de se contrapor à perturbação 
exercida sobre ele.” 
 
As perturbações externas podem ser traduzidas em 
termos de variações de concentração dos constituintes, da 
pressão e da temperatura do sistema. 
 
 
a) Variação na concentração de um constituinte: 
podemos variar a concentração de um constituinte do 
sistema por adição ou remoção do mesmo. Devemos 
perceber que retirar um constituinte pode significar fazê-lo 
desaparecer por reação com outra substância. 
 
 Adição de um constituinte: quando adicionamos um 
constituinte a um sistema reacional em equilíbrio químico, o 
equilíbrio será deslocado no sentido de consumir o 
constituinte adicionado. 
 
 Remoção de um constituinte: quando removemos um 
constituinte de um sistema reacional em equilíbrio químico, 
o equilíbrio será deslocado no sentido de produzir o 
constituinte removido. 
EXEMPLO: adição de constituinte 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXEMPLO: remoção de constituinte 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) Efeito da variação da pressão do sistema: as 
variações na pressão do sistema só afetarão sistemas 
reacionais que envolvam espécies gasosas e quando 
ocorrerem variações no número total de moles gasosos 
entre reagentes e produtos. A variação de pressão deverá, 
igualmente, ser acompanhada da variação de volume para 
que afete o equilíbrio. 
 
 
 
 Aumento da pressão: quando a pressão do sistema 
aumenta, o equilíbrio será deslocado no sentido da 
formação de um menor número de moles gasosos. 
 
 Diminuição da pressão: quando a pressão do sistema 
diminui, o equilíbrio será deslocado no sentido da formação 
de um maior número de moles gasosos. 
 
EXEMPLOS: 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXEMPLOS: 
 
 
 
Observe que no exemplo acima o constituinte sólido 
não é levado em consideração! 
 
 
O equilíbrio acima não será afetado por variações da 
pressão do sistema, a quantidade de moles gasosos não 
varia durante a reação! 
 
 
 
O equilíbrio acima não será afetado por variações da 
pressão, pois não existem constituintes gasosos envolvidos. 
 
 
 
 
 
 
Considerando a equação dos gases ideais, PV = nRT, 
quando aumentamos a pressão por um fator e mantemos a 
quantidade de matéria (n) e a temperatura constantes 
reduziremos o volume de igual fator. 
 
Logo, para V2= ½V1, P2= 2 P1 → o equilíbrio será 
deslocado, formando maior quantidade de N2O4. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Quando abrimos a válvula de conexão entre o reator e 
o cilindro de argônio a pressão no reator será aumentada 
devido ao aumento na quantidade de matéria gasosa 
presente. Nesse caso a pressão do sistema é aumentada 
sem que haja variação do volume e o equilíbrio químico não 
será afetado. 
 
Observação: Caso o argônio fosse substituído por 
oxigênio (participante da reação) o equilíbrio seria 
deslocado no sentido de formação do SO3 como no caso 
onde se adiciona um constituinte ao sistema. 
 
 
c) Efeito da variação de temperatura: para toda 
reação reversível, caso a reação direta seja exotérmica a 
reação inversa será endotérmica,e vice-versa. 
 
Um aumento da temperatura do sistema deslocará o 
equilíbrio no sentido da reação endotérmica. Uma 
diminuição da temperatura deslocará o equilíbrio no sentido 
da reação exotérmica. 
 
EXEMPLOS: 
 
 
 
A temperatura é o único parâmetro que afeta 
diretamente o valor da constante de equilíbrio. A constante 
de equilíbrio para uma reação exotérmica diminui com o 
aumento da temperatura. No caso de uma reação 
endotérmica, um aumento da temperatura aumenta o valor 
da constante de equilíbrio. Reações atérmicas (raras) não 
são afetadas por variações de temperatura. 
 
 
Observação: um exemplo de reação atérmica é a reação de 
decomposição do clorito de prata: 
 
 
 
Caso a constante de equilíbrio de uma reação seja 
conhecida a uma dada temperatura, podemos calcular a 
constante para essa reação em outras temperaturas 
utilizando a equação de van’t Hoff (ou isocórica de van’t 
Hoff). 
 
Onde, 
K1e K2 → constantes de equilíbrio para a reação nas 
temperaturas T1 e T2, respectivamente; 
∆H° → entalpia-padrão de reação; 
R → constante dos gases ideais = 8,31 J/mol.K 
T1 e T2 → temperaturas absolutas em K. 
 
 
d) Ação de catalisadores sobre os equilíbrios 
químicos: a adição de catalisadores a um sistema em 
equilíbrio, não afetará a composição de equilíbrio. Porém, a 
adição fará que um sistema atinja o estado de equilíbrio 
mais rapidamente. 
 
 
IV.6 –Equilíbrios iônicos 
 
Os equilíbrios iônicos são aqueles que envolvem 
espécies iônicas em equilíbrio. Diversos equilíbrios iônicos 
são de interesse na realização de análises químicas. O 
quadro abaixo resume alguns desses equilíbrios e as 
constantes de equilíbrio características desses equilíbrios. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IV.7 –Atividade e coeficiente de atividade 
 
 
Para um tratamento mais rigoroso do equilíbrio químico 
deve-se definir as constantes de equilíbrios em termos das 
atividades dos constituintes e não das concentrações dos 
mesmos. 
 
Para uma reação química do tipo: 
 
 
 
A constante de equilíbrio em termos de atividades será: 
 
 
 
Onde, aA, aB, aC e aD são as atividades das espécies no 
equilíbrio. 
 
A atividade de uma espécie é a medida de sua 
concentração efetiva da forma como determinada por 
propriedades coligativas (ex.: aumento do ponto de ebulição 
ou abaixamento do ponto de congelamento da água), por 
condutividade elétrica ou pelo efeito da ação das massas. 
 
 
 
A atividade aX de uma espécie está relacionada à sua 
concentração, [X], através do coeficiente de atividade, �X, 
de forma que: 
 
 
O coeficiente de atividade é uma grandeza 
adimensional que varia em função da força iônica da 
solução.