equilíbrio químico

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Química Geral 
 
 
 
 
 
Aula 4 
 
 
Prof. Arion Zandoná Filho 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Conversa inicial 
Na aula de hoje, abordaremos o EQUILÍBRIO QUÍMICO. Ou seja, quando 
em uma reação química a proporção entre as quantidades de reagentes e 
produtos se mantém constante ao longo do tempo. Como todo sistema reacional, 
esse está sujeito a interferências que deslocam o seu equilíbrio no sentido do 
reagente ou do produto. Os fatores de interferência e suas implicações também 
serão analisadas. Veremos ainda as condições de equilíbrio no estado gasoso, 
aquoso e sólido. 
 
Saiba mais sobre os conteúdos desta aula, assistindo ao vídeo de 
introdução que o professor Arion preparou para você! Acesse o material 
on-line! 
Contextualizando 
O principal objetivo a ser alcançado pelo estudante de engenharia é 
compreender o equilíbrio químico, seus fatores de deslocamento, constantes de 
equilíbrio, associando esses conceitos no seu dia a dia, nos sistemas biológicos, 
químicos e físicos. O equilíbrio químico regula vários processos naturais e todas 
as reações químicas acontecem consumindo reagentes e formando produtos. 
No entanto, a maioria delas nunca chega até o fim, pois os produtos podem 
também reagir entre si formando novos produtos, ou, no caso mais comum, 
deslocar o equilíbrio de reação para a formação dos reagentes. 
Equilíbrio Químico – Conceito 
Para iniciar o estudo de equilíbrio químico, devemos ter em mente que a 
reatividade química é a peça-chave para esse processo. 
Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma seta, 
a qual indica o sentido da reação. As substâncias químicas denominadas como 
reagentes ficam à esquerda da seta e, à direita, ficam os produtos, ou resultado 
da reação química. 
 
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Vamos iniciar nossos estudos examinando as reações na fase gasosa 
para, em seguida, ampliar a abordagem a fim de incluir os sólidos, os líquidos e 
as soluções aquosas. 
À proporção que considerarmos esses tópicos, descobriremos que 
frequentemente precisamos expressar as concentrações relativas dos reagentes 
e produtos presentes nas várias misturas no equilíbrio. Para os gases, 
expressaremos as concentrações como pressões parciais (em atmosferas). Para 
os solutos na solução usaremos as concentrações em quantidade de matéria. 
Agora, vamos considerar o estado de equilíbrio. 
No equilíbrio, a velocidade na qual os produtos são formados a partir dos 
reagentes é igual à velocidade na qual os reagentes são formados a partir dos 
produtos. 
Podemos usar alguns dos conceitos desenvolvidos na aula de cinética 
química para ilustrar como o equilíbrio é atingido. 
Vamos imaginar que temos uma reação simples na fase gasosa, A(g) —> 
B(g), e que tanto a reação direta quanto a inversa, B(g) —> A(g), são processos 
elementares. 
As velocidades dessas reações unimoleculares são: 
 
Onde kd e ki são as constantes de velocidade para as reações direta e 
inversa, respectivamente. Para substâncias gasosas, podemos usar a equação 
de gás ideal para converter entre concentração (em quantidade de matéria) e 
pressão (em atm). 
 
Para as substâncias A e B, portanto: 
 
 
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As velocidades para as reações direta e inversa podem, assim, ser 
expressas como: 
 
Agora, vamos supor que comecemos com o composto A puro em um 
recipiente fechado. À medida que A reage para formar o composto B, a pressão 
parcial de A diminui enquanto a pressão parcial de B aumenta. Conforme PA 
diminui, a velocidade da reação direta diminui. De forma similar, à medida que 
PA aumenta, a velocidade da reação inversa aumenta. 
Eventualmente a reação atinge um ponto no qual as velocidades direta e 
inversa são as mesmas e os compostos A e B estão em equilíbrio. No equilíbrio, 
consequentemente: 
 
Rearranjando a equação e cancelando os termos RT, temos: 
 
 
Observe o gráfico abaixo, que mostra o equilíbrio químico para a reação 
A <—> B. 
 
 
A reação do composto puro A, com uma pressão parcial inicial PA0. Após 
um tempo, as pressões parciais de A e B não variam. 
 
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A razão é que as velocidades da reação direta, kd (PA / RT), e da reação 
inversa, ki (PB / RT), tornam-se iguais. 
O quociente das duas constantes, como kd e ki, por si só já é uma 
constante. 
Assim, no equilíbrio, a razão entre a pressões parciais de A e B é igual à 
constante. Não faz diferença se começamos com A ou B, ou até mesmo com 
uma mistura dos dois. No equilíbrio, a razão é igual a um valor específico. 
Portanto, existe um importante limite nas proporções de A e B no equilíbrio. 
Como o equilíbrio é estabelecido, as pressões parciais de A e B não 
variam mais. O resultado é uma mistura em equilíbrio de A e B. Entretanto, 
apenas porque a composição do equilíbrio permanece constante com o tempo 
não significa que A e B param de reagir. Ao contrário, o equilíbrio é dinâmico. O 
composto A ainda está se convertendo no composto B, e B em A, mas no 
equilíbrio, ambos os processos ocorrem na mesma velocidade, de forma que 
não existe variação líquida em suas quantidades. Para indicar que a reação 
prossegue tanto no sentido direto quanto no inverso, usamos uma seta dupla: 
A B 
Esse exemplo ilustra que as reações opostas levam naturalmente à 
situação de equilíbrio. Para examinar o equilíbrio para um sistema químico real, 
atentaremos para uma reação química importante: síntese da amônia a partir de 
nitrogênio e hidrogênio: 
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
 
Essa reação é a base do processo de Haber para sintetizar amônia. 
 
 
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A constante de equilíbrio 
O processo de Haber combina N2 e H2 em um tanque a uma pressão total 
de várias centenas de atmosferas, na presença de um catalisador, e a 
temperatura de várias centenas de graus Celsius. Os dois gases reagem para 
formar amônia sob essas condições, mas a reação não leva ao consumo 
completo de N2 e H2. Em vez disso, em algum momento a reação parece parar, 
com os três componentes da mesma presentes ao mesmo tempo. 
A maneira pela qual as concentrações de N2, H2 e NH3 variam com o 
tempo é mostrada na Figura abaixo, na qual o equilíbrio é atingido começando 
com H2 e N2 na proporção de 3:1. 
 
As quantidades relativas de N2 e H2 e NH3 no equilíbrio não dependem da 
quantidade de catalisador presente. Entretanto, dependem das quantidades 
relativas de H2 e N2 no início da reação. Além disso, se apenas a amônia for 
colocada no tanque sob as mesmas condições, uma mistura em equilíbrio de N2 
e H2 e NH3 será formada. As variações nas pressões parciais como função do 
tempo para essa situação são mostradas na Figura (b). No equilíbrio, as 
pressões parciais de N2 e H2 e NH3 são as mesmas, importando se a mistura de 
partida era em razão molar de 3:1 de H2 e N2 ou NH3 puro. A condição de 
equilíbrio pode ser atingida a partir de qualquer sentido. 
Anteriormente, vimos que quando a reação A(g) <=---=> B(g) atinge o 
equilíbrio, a razão das pressões parciais de A e B tem valor constante. Uma 
relação similar determina as pressões parciais de N2 e H2 e NH3 no equilíbrio. Se 
fôssemos variar sistematicamente as quantidades relativas desses três gases na 
mistura de partida e a seguir analisar as misturasde gases no equilíbrio, 
poderíamos determinar a relação entre as pressões parciais no equilíbrio. 
 
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 Os químicos realizaram estudos desse tipo em outros sistemas químicos 
no século XIX, antes do trabalho de Haber. 
Em 1864, Cato Maximilian Guldberg (1836-1902) e Peter Waage (1833-
1900) postularam a lei da ação da massa, que expressa a relação entre as 
concentrações (expressas como pressões parciais para gases e concentração 
em quantidade de matéria para soluções) dos reagentes e produtos presentes 
no equilíbrio em qualquer reação. Suponha que tenhamos a seguinte equação 
geral de equilíbrio, na qual A, B, C e D são as espécies químicas envolvidas, e 
a, b, c e d são coeficientes na equação química balanceada: 
aA + bB cC + dD 
De acordo com a lei de ação da massa, a condição de equilíbrio é 
expressa pela equação acima quando todos os reagentes e produtos estiverem 
na fase gasosa. Quando os reagentes e os produtos estão todos em solução, a 
condição de equilíbrio é expressa pelo mesmo tipo de equação, mas com 
concentrações em quantidade de matéria. 
Chamamos essa relação de expressão da constante de equilíbrio (ou 
simplesmente expressão de equilíbrio) para a reação. A constante de equilíbrio 
Keq é o valor numérico obtido quando substituímos as pressões parciais ou 
concentrações molares reais no equilíbrio na expressão da constante de 
equilíbrio. 
Em geral, o numerador da expressão de constante de equilíbrio é o 
produto das concentrações (expressas como pressões parciais para espécies 
gasosas e como concentração em quantidade de matéria para espécies 
aquosas) de todas as substâncias no lado do produto da equação de equilíbrio, 
cada uma elevada a uma potência igual ao seu coeficiente na equação 
balanceada. O denominador é derivado, de modo semelhante, do lado do 
reagente da equação de equilíbrio. Para a reação A(g) = B(g), a expressão de 
equilíbrio é Keq = PB/PA. 
Para o processo de Haber, a expressão da constante de equilíbrio é: 
 
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Observe que uma vez que sabemos a equação química balanceada para 
um equilíbrio, podemos escrever a expressão da constante de equilíbrio, mesmo 
que não saibamos o mecanismo da reação. A expressão da constante de 
equilíbrio depende apenas da estequiometria da reação e não de seu 
mecanismo. 
O valor da constante de equilíbrio à certa temperatura não depende das 
quantidades iniciais de reagentes produtos. Também não importa se as outras 
substâncias estão presentes, desde que elas não reajam com o reagente ou 
produto. O valor da constante de equilíbrio varia apenas com a temperatura. 
Podemos ilustrar como a lei da ação da massa foi descoberta 
empiricamente, considerando o equilíbrio na fase gasosa entre o tetróxido de 
dinitrogênio e o dióxido de nitrogênio: 
 
A figura a seguir mostra esse equilíbrio sendo atingido depois de iniciar 
com N2O4 puro. Como NO2 é marrom escuro e N2O4 é incolor, a quantidade de 
NO2 na mistura pode ser determinada medindo-se a intensidade de cor marrom 
da mistura de gases. 
 
 
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A expressão de equilíbrio é: 
 
Como podemos determinar o valor numérico para Keq e verificar que é 
uma constante, independente das quantidades de partida de NO2 e N2O4? Veja 
a tabela a seguir: 
 
 
Poderíamos realizar experimentos nos quais começamos com vários 
tubos selados contendo diferentes pressões parciais de NO2 e N2O4. Os tubos 
 
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são mantidos a 100°C até que nenhuma variação posterior na cor do gás seja 
observada. 
Em seguida, analisamos as misturas e determinamos as pressões 
parciais de NO2 e N2O4 no equilíbrio. A mesma mistura em equilíbrio é produzida 
começando com 1,22 atm. de NO2 (experimento 3) ou com 0,612 atm. de N2O4 
(experimento 4). Para avaliar a constante de equilíbrio, Keq, as pressões parciais 
no equilíbrio são inseridas na expressão da constante de equilíbrio. Por exemplo, 
usando o primeiro conjunto de dados, PNO2 = 0,526 atm e PN2O4 = 0,0429 atm: 
Observe que o valor de Keq é constante Keq = 6,46, dentro dos limites do 
erro experimental) mesmo que as pressões iniciais variem. Além disso, os 
resultados do experimento 4 mostram que o equilíbrio pode ser atingido 
começando com N2O4 ou com NO2. Isto é, o equilíbrio pode ser atingido a partir 
de ambos os sentidos. A tabela anterior mostra como tanto o experimento 3 
quanto o experimento 4 resultam na mesma mistura em equilíbrio mesmo um 
começando com 1,22 atm. de NO2 e o outro com 0,612 atm. de N2O4. 
Leitura obrigatória 
Para saber mais, faça uma leitura do capítulo 15 do livro base desta 
disciplina. Leia também a apostila indicada a seguir: 
http://web.ccead.puc-
rio.br/condigital/mvsl/Sala%20de%20Leitura/conteudos/SL_equilibrio_quimico.p
df 
Para complementar seus estudos, assista ao vídeo a seguir que fala um 
pouco mais sobre a cinética das reações: 
https://www.youtube.com/watch?v=EPhJAtTzJLY 
 
(Vídeo disponível no material on-line.) 
Princípio de Le Châtelier 
No desenvolvimento de seu processo para produzir amônia a partir de N2 
e H2, Fritz Haber buscou os fatores que poderiam ser variados para aumentar o 
 
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rendimento de NH3. Usando os valores da constante de equilíbrio a várias 
temperaturas, ele calculou as quantidades de NH3 formadas no equilíbrio sob 
várias condições. Observe que a porcentagem de NH3 presente no equilíbrio 
diminui com o aumento da temperatura e aumenta com o aumento da pressão. 
Podemos entender esses efeitos em termos de um princípio apresentado 
primeiro por Henri-Louis Le Châtelier (1850-1936), químico industrial francês. 
O princípio de Le Châtelier pode ser exposto como segue: se um sistema 
em equilíbrio é perturbado por uma variação na temperatura, pressão ou 
concentração de um dos componentes, o sistema deslocará sua posição de 
equilíbrio de tal forma a neutralizar o efeito do distúrbio. 
Usaremos o princípio de Le Châtelier para fazer suposições qualitativas 
sobre a resposta de um sistema em equilíbrio às diversas variações nas 
condições externas. Consideraremos três maneiras pelas quais um equilíbrio 
químico pode ser perturbado: 
1. Adição ou remoção de um reagente ou produto; 
2. Variação da pressão; 
3. Variação da temperatura. 
Variação nas concentrações de reagente ou produto 
Um sistema em equilíbrio é um estado dinâmico no qual os processos 
direto e inverso estão ocorrendo a velocidades iguais e o sistema está em estado 
de balanço. A alteração das condições do sistema pode perturbar o estado de 
balanço. Se isso ocorre, o equilíbrio desloca-se até que um novo estado de 
balanço seja atingido. O princípio de Le Châtelier afirma que o deslocamento 
será no sentido que minimize ou reduza o efeito da variação. 
Consequentemente, se um sistema químico está em equilíbrio e adicionamos 
uma substância (um reagente ou um produto), a reação se deslocará de tal forma 
a restabelecer o equilíbrio pelo consumo de parte da substância adicionada. 
Contrariamente, a remoção de uma substância fará com que a reação se mova 
no sentido de formar mais daquela substância. 
Como um exemplo, considere uma mistura de N2, H2, e NH3 em equilíbrio: 
 
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N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
A adição de H2 fará com que o sistema se desloque de forma a reduzir a 
concentração recentemente aumentada de H2. Issopode ocorrer apenas pelo 
consumo de H2 e simultaneamente pelo consumo de N2 para formar NH3. A 
adição de mais N2 na mistura em equilíbrio de forma equivalente faz com que o 
sentido da reação se desloque em direção à formação de mais NH3. A remoção 
de NH3 também permite um deslocamento no sentido da produção de mais NH3, 
enquanto a adição de NH3 ao sistema no equilíbrio ocasionaria que as 
concentrações deslocassem no sentido que reduzisse a maior concentração de 
NH3, isto é, parte da amônia adicionada se decomporia para formar N2 e H2. 
Na reação de Haber, a remoção de NH3 da mistura de N2, H2 e NH3 em 
equilíbrio faz com que a reação se desloque da esquerda para a direita para 
formar mais NH3. Se NH3 pode ser removido continuamente, o rendimento NH3 
a partir da reação de Haber pode ser aumentado dramaticamente. Na produção 
industrial da amônia, NH3 é continuamente removido, liquefazendo-a 
seletivamente; o ponto de ebulição de NH3 (-33°C) é muito mais alto que o de N2 
(-196°C) e de H2 (-253°C). NH3 é removido e N2 e H2 reagem entre si para 
formarem mais NH3. A reação, nesse sentido, ocorre até se completar. 
Efeitos das variações de volume e pressão 
Se um sistema está em equilíbrio e seu volume é diminuído, ocasionando 
aumento de sua pressão total, o princípio de Le Châtelier indica que o sistema 
responderá deslocando sua posição de equilíbrio para reduzir a pressão. Um 
sistema pode reduzir sua pressão diminuindo o número total de moléculas de 
gás (menos moléculas de gás exercem menor pressão). Assim, a temperatura 
constante, a redução do volume de uma mistura gasosa em equilíbrio faz com 
que o sistema se desloque no sentido de reduzir o número de moléculas de gás. 
Contrariamente, o aumento do volume usa um deslocamento no sentido de 
produzir mais moléculas de gás. 
 
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Quando H2 é adicionado à mistura em equilíbrio de N2, H2 e NH3, uma 
parte de H2 reage com N2 para formar NH3, consequentemente estabelecendo 
uma nova posição de equilíbrio. 
Os gases N2 e H2 que entram são aquecidos a aproximadamente 500°C 
e passam sobre um catalisador. A mistura de gás resultante se expande e esfria, 
provocando a liquefação de NH3. Os gases N2 e H2 que não reagiram são 
reciclados. 
 
Por exemplo, vamos considerar o equilíbrio N204(g) <=> 2NO2(g), o que 
acontece se a pressão total de uma mistura em equilíbrio aumentar pela 
diminuição do volume? 
De acordo com o princípio de Le Châtelier esperamos que o equilíbrio se 
desloque para o lado que reduz a quantidade total de matéria de gás, que está 
no lado dos reagentes, nesse caso. Consequentemente, esperamos que o NO2 
seja convertido em N2O4 à medida que o equilíbrio seja restabelecido. 
A princípio, a compressão da mistura de gases provoca um aumento na 
temperatura. Veremos em breve que como conversão de N2O4 a NO2 é 
NO2. 
Para a reação: 
N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) 
 
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existem 2 mols de gás de um lado da equação química (2NH3) e 4 mol de 
gás à esquerda (1N2 + 3H2). Consequentemente, um aumento na pressão 
(diminuição do volume) leva à formação de mais NH3, a reação desloca-se no 
sentido dotado com menos moléculas de gás. 
No caso da reação 
H2(g) + l2(g) 2HI(g) 
A quantidade de matéria de produtos gasosos (dois) é igual à quantidade 
de matéria de reagentes gasosos. Dessa forma, a variação na pressão não 
influenciará a posição do equilíbrio. 
Tenha em mente que as variações de pressão-volume não afetam o valor 
de Keq desde que a temperatura permaneça constante. Em vez disso, elas variam 
as pressões parciais das substâncias gasosas. Calculamos Keq para uma mistura 
em equilíbrio a 472°C que continha 7,38 atm de H2, 2,46 atm de N2 e 0,166 atm 
de NH3. 
O valor de Keq é 2,79×10-5. Considere o que acontece se, de repente, 
reduzirmos o volume do sistema pela metade. Se não existisse deslocamento no 
equilíbrio, essa variação de volume faria com que as pressões parciais de todas 
as substâncias dobrassem, fornecendo PH2 = 14,76 atm, PN2 = 4,92 atm e PNH3 
= 0,332 atm. O quociente da reação não mais seria igual à constante de 
equilíbrio. 
 
Como Q < Keq, o sistema não está mais em equilíbrio. O equilíbrio será 
restabelecido ao aumentar PNH3 e diminuindo-se PN2 e PH2 até que Q = Eeq = 
2,79×10-5. Consequentemente, o equilíbrio desloca-se para a direita como 
previsto pelo princípio de Le Châtelier. 
É possível variar a pressão total do sistema sem variar seu volume. Por 
exemplo, a pressão aumenta se quantidades adicionais de quaisquer dos 
reagentes forem adicionadas ao sistema. Já vimos como lidar com uma variação 
na concentração de um reagente ou produto. A pressão total no recipiente de 
 
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reação também será aumentada pela adição de um gás que não estiver 
envolvido no equilíbrio. Por exemplo, o argônio pode ser adicionado ao sistema 
da amônia em equilíbrio. O argônio não alteraria as pressões parciais de nenhum 
dos reagentes e, portanto, não provocaria um deslocamento no equilíbrio. 
Efeito das variações de temperatura 
As variações nas concentrações ou pressões parciais provocam 
deslocamentos no equilíbrio sem variação no valor da constante de equilíbrio. 
Em contraste, quase toda constante de equilíbrio varia no valor à medida 
que a temperatura varia. Por exemplo, considere o seguinte equilíbrio, 
estabelecido quando o cloreto de cobalto (II) (CoCI2) é dissolvido em ácido 
clorídrico, HCI (aq). Veja a equação abaixo e o experimento. 
 
 
A formação de CoCl42- a partir de Co(H2O)62+ é um processo endotérmico. 
Como Co(H2O)62+ é rosa e CoCl42- é azul, a posição desse equilíbrio é 
rapidamente evidenciada a partir da cor da solução. A figura acima mostra uma 
solução à temperatura ambiente de CoCl2 em HCl(aq). 
Tanto CoCl42- estão presentes em quantidades significativas na solução; 
a cor violeta resulta da presença tanto dos íons rosa quanto dos íons azuis. 
 
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Quando a solução é aquecida, ela torna-se azul intensa, indicando que o 
equilíbrio foi deslocado para formar mais CoCl42-. O resfriamento da solução leva 
a uma solução mais rósea indicando que o equilíbrio foi deslocado para produzir 
mais Co(H2O)62+. 
Como explicar a dependência desse equilíbrio com a temperatura? 
Podemos deduzir as regras para a dependência da constante de equilíbrio 
com a temperatura aplicando o princípio de Le Châtelier. Uma maneira simples 
de fazer isso é tratar o calor como se ele fosse um reagente químico. Em uma 
reação endotérmica podemos considerar o calor como um reagente, enquanto 
em uma reação exotérmica podemos considerá-lo um produto. 
Quando a temperatura aumenta, é como se tivéssemos adicionado um 
reagente, ou um produto, ao sistema em equilíbrio. O equilíbrio desloca-se no 
sentido que consome o excesso de reagente (ou produto), ou seja, calor. Em 
uma reação endotérmica, o calor é absorvido à medida que os reagentes são 
convertidos em produtos, assim, o aumento da temperatura faz o equilíbrio 
deslocar para a direita, no sentido dos produtos, e Keq aumenta. 
O resfriamento de uma reação tem o efeito oposto de aquecê-la. 
À proporção que abaixamos a temperatura, o equilíbrio desloca-se para o 
lado que produz calor. Assim, o resfriamento de uma reação desloca o equilíbrio 
para a esquerda, diminuindo Keq. 
O resfriamento de uma reação exotérmica desloca o equilíbrio para a 
direita, aumentando Keq. 
Leitura obrigatória 
Para aprofundar seusconhecimentos, faça uma leitura do subitem 15.6 
do nosso livro base e interprete os exercícios resolvidos. 
Saiba mais sobre o Equilíbrio Químico, assistindo ao vídeo disponível a 
seguir, 
https://www.youtube.com/watch?v=fX9d4XbAMRU 
 
(Vídeo disponível no material on-line.) 
 
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Equilíbrio: Ácidos e Bases 
As reações ácido-base são reversíveis. 
Em equilíbrio, ambas as reações continuam com a mesma velocidade, e 
a quantidade de cada espécie permanece constante no decorrer do tempo. 
O conceito desenvolvido por Arrhenius em 1887 definiu ácidos e bases 
para explicar a condutividade elétrica de certas soluções, assim: 
■ Ácido é toda substância que, em solução aquosa, se dissocia, 
fornecendo íons H+ como único tipo de cátion. 
■ Base é toda substância que, dissolvida em água, se dissocia, 
fornecendo íons hidróxido OH- como único tipo de ânion. 
Para Bronsted-Lowry (1923), ácidos são substâncias doadoras de prótons 
e bases receptoras de prótons e, para Lewis, ácidos são espécies que 
apresentam um orbital vazio capaz de receber um par de elétrons e bases 
capazes de doar o par, isso para formar a ligação covalente. 
As reações envolvendo ácidos e bases podem ser escritas como 
equilíbrio, baseando-se na teoria de Bronsted-Lowry. Então, a interação do ácido 
acético com a amônia pode ser escrita de acordo com a equação a seguir: 
 
 
 
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As reações entre um ácido e uma base, segundo Bronsted-Lowry, 
envolvem transferência de H+ e têm dois pares ácido-base conjugados. 
A expressão genérica do equilíbrio de um ácido ou uma base pode ser 
descrita com uma constante de equilíbrio. 
Para os ácidos no geral tem-se a representação para Bronsted –Lowry e 
Arrhenius: 
 
Bronsted ou Arrnehius 
 
 
 
 
Na qual Ka é a constante de ionização do ácido, [H3O+] é a concentração 
em mol/L do íon hidrônio, [A-] a concentração em mol/L da base conjugada, no 
caso do ácido acético, o íon acetato, e [HA] é a concentração em mol/L do ácido. 
Para o ácido acético, ácido fluorídrico e amônia teremos: 
 
 
 
Para as bases, tem-se no geral: 
 
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Para as bases, Kb é a constante de dissociação, [BH+] é a concentração 
em mol/L do íon formado a partir do recebimento do próton (H+), [OH-] a 
concentração em mol/L da base conjugada, no caso da água, o íon OH-, e [B] é 
a concentração em mol/L da base. 
O estudo do equilíbrio ácido-base permite, entre outras coisas, prever a 
força dos ácidos e bases, ou seja, a capacidade que um tem de doar próton e 
outro de receber. Os valores do Ka ou Kb obtidos a partir do cálculo nas 
expressões anteriores podem contribuir para verificar se um ácido ou uma base 
são considerados fortes ou fracos. 
O HCl é considerado forte, pois praticamente todo H+ do ácido é ionizado, 
ou seja, a concentração de hidrônio se encontra bastante elevada. Importante 
frisar que, no caso dos ácidos fortes, o equilíbrio não é estabelecido, pois todo 
ácido é ionizado. 
Já o ácido acético, apresentado anteriormente, é considerado um ácido 
fraco, pois só parte do H+ do ácido ionizado, ou seja, a concentração de hidrônio 
se encontra bastante baixa. Então ele estabelece o equilíbrio dinâmico. 
Essa característica pode ser verificada por meio das constantes desses 
ácidos. 
Essa comparação pode ser feita entre outros ácidos. 
Por exemplo, o ácido carbônico, H2CO3, tem Ka = 4,2 x 10-7, e o ácido 
fosfórico, H3PO4, tem Ka = 7,5 x 10-3. Como se pode verificar, o Ka do ácido 
fosfórico é maior, logo, é considerado um ácido mais forte em relação ao ácido 
carbônico. 
O Ka alto indica que a formação de produtos na reação é altamente 
favorecida, como é o caso do HCl. Já o Ka do ácido carbônico, que é 
teoricamente baixo, indica que a reação é reagente favorecida. 
 
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Como o ácido carbônico ioniza pouco, a concentração de HCO3- é 
pequena, logo, a formação do ácido carbônico é favorecida, por isso ela é a 
reagente favorecida. 
Essa regra geral se aplica também às bases. Kbs baixos significam que a 
base pouco se dissocia, então a classificamos como sendo uma base fraca. Ao 
contrário, Kbs altos significam que a base apresenta alto grau de dissociação, 
assim a classificamos como forte. 
A tabela abaixo mostra que, a partir dos Kas dos ácidos, pode-se ordenar 
a força deles quanto sua ionização. Por exemplo, o ácido benzoico é considerado 
fraco em relação ao clorídrico (Ka = 6,20 x 10-5 para o ácido benzoico e Ka grande 
para o HCl). O ácido acético já é considerado mais forte em relação ao ácido 
carbônico, para quaisquer dos Kas (K1 ou K2). 
 
 
 
Os ácidos di e polipróticos apresentam mais de um Ka. Pois são ácidos 
capazes de doarem dois ou mais prótons. Veja o caso do ácido fosfórico: 
 
 
 
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Percebe-se que para cada H+ que ioniza verifica-se um Ka. Dessa forma, 
a ionização do H3PO4 é considerada semiforte para o primeiro K1(7,5 x 10-3), 
fraca para o segundo K2(6,2 x 10-8) e mais fraca ainda para o K3 (3,6 x 10-13). As 
bases também podem ser consideradas polipróticas; contudo, a diferença está 
no recebimento desses prótons oriundos dos ácidos. 
Podemos escrever expressões similares para qualquer ácido fraco 
dissolvido em água. 
Uma vez que as concentrações dos produtos da reação são escritas no 
numerador e a concentração do ácido não-dissociado no denominador, um 
valor maior de Ka significa que o ácido é um ácido forte e um valor menor 
de Ka significa que o ácido é um ácido fraco. Reações ácido-base sempre 
favorecem a formação do ácido mais fraco e da base mais fraca. 
A razão para isso é que o resultado de uma reação ácido-base é 
determinado pela posição de um equilíbrio. Reações ácido-base são ditas, 
portanto, serem controladas por equilíbrio, e reações controladas por 
equilíbrio sempre favorecem a formação das espécies mais estáveis (energia 
potencial mais baixa). O ácido mais fraco e a base mais fraca são mais estáveis 
do que o ácido mais forte e a base mais forte. 
Se Ka é maior do que 10, o ácido estará, na prática, completamente 
dissociado em água. 
Então, podemos verificar a relação existente entre equilíbrio químico dos 
ácidos e bases, definidos pelos Ka e Kb. E, uma vez conhecendo esses valores, 
podemos estimar a força de um ácido ou de uma base quanto às suas 
respectivas ionização e dissociação em água. 
■ Ácidos ou bases fortes se dissociam completamente em uma 
solução; 
■ Ácidos ou bases fracas se dissociam parcialmente em uma 
solução. 
A água tem um papel preponderante na teoria de Bronsted-Lowry, 
pois pode ser doadora ou receptora de elétrons. 
 
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Vejamos o caso da molécula de HCN que doa um próton, logo é 
claramente um ácido. No entanto, a molécula de água recebe esse próton, 
portanto é uma base. 
HCN(aq)+ H2O(l) H3O+ (aq) + CN- (aq) 
 
Ou pode reagir como um ácido: 
 
NH3 (g)+ H2O(l) -> NH3+ (aq) + OH- (aq) 
 
A molécula de água (um ácido) doa um próton para a molécula de amônia 
(uma base), que recebe o próton. 
Portanto, a água pode agir tanto como ácido como base, dependendo da 
identidade do outro reagente, o que nos leva ao próximo tópico que são as 
espécies anfóteras. 
Leitura obrigatória 
Complemente seus estudos com a leitura do capítulo 16 de nosso livro 
base e interpretando os exercícios resolvidos.(Vídeo disponível no material on-line.) 
Espécies Anfóteras 
Produto iônico da água 
A água apresenta um caráter anfótero, isto é, ela pode se comportar como 
ácido ou como base. A transferência de prótons entre moléculas de água ocorre 
sempre, independentemente de estar ou não pura; esse processo se chama 
autoionização da água, e foi proposto por Friedrich Kohlrausch ao observar que 
a água pura conduzia eletricidade. 
De forma simplificada, esse equilíbrio pode ser representado da seguinte 
maneira: 
H2O(ℓ) ⇆ H+(aq) + OH-(aq) 
 
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Produto iônico da água: Kw 
 A constante desse equilíbrio é chamada constante de dissociação da 
água ou constante de autoprotólise, ou, ainda, produto iônico da água. Essa 
constante é representada por Kw, e seu valor pode ser calculado a partir da 
seguinte expressão matemática: 
Kw = [H+] • [OH-] 
 
Considerando uma temperatura de 25ºC, tem-se: 
Kw = (1,0 x 10-7) x (1,0 x 10-7) = 10-14 
 
Vale a pena lembrar que o valor de Kw, assim como o de todas as constantes de 
equilíbrio, varia com a temperatura. 
Meio neutro 
Um sistema é chamado de neutro quando as concentrações dos íons H3O 
e OH- são iguais, como acontece com a água pura. A 25ºC, essas concentrações 
correspondem a 1 x 10-7 mol • L-1. 
Meio ácido 
A adição de um ácido a um sistema neutro aumenta a concentração de 
íons H3O+ e o torna ácido. De acordo com o Princípio de Le Châtelier, uma 
pequena parte desses íons adicionados reage com íons OH- derivados da 
autoionização da água. 
 
2 H2O(ℓ) ⇄ H3O+(aq) + OH-(aq) 
Meio básico 
A adição de uma base a um sistema neutro implica a formação de uma 
solução básica. Parte dos íons OH- adicionados com íons H+ provenientes da 
autoionização da água que reduz [H+] até que o produto entre [H+] e [OH-] seja 
novamente igual a 1,0 x 10-14, a 25ºC. Dessa forma, [H+] é menor do que [OH-] 
em meio básico. 
 
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Determinação do pH 
Os valores de [H+] e [OH-] das soluções aquosas variam normalmente em 
uma extensa faixa de números com expoentes negativos. O vinagre, a água e o 
sangue, por exemplo, tem [H+] de aproximadamente 1,0 x 10-3, 1,0 x 10-7 e 
4,0 x 10-8 mol • LH-1. 
 
O pH (potencial hidrogeniônico) de uma solução é definido como: 
 
pH = -log [H+] ⇒ [H+] = 10-pH, em mol • L-1 
 
De forma semelhante, define-se o pOH (potencial hidroxiliônico) como: 
 
pH = -log [OH-] ⇒ [OH-] = 10-pOH, em mol • L-1 
Indicadores ácido-base 
A determinação do pH pode ser feita por meio de um aparelho chamado 
de medidor de pH. A leitura se dá em função da condutividade elétrica da 
solução, pois um voltímetro mede o pH eletroquimicamente. O aparelho é 
calibrado para converter os valores medidos em milivolts para escala usual de 0 
a 14 de pH. 
Um corante indicador muito utilizado em laboratório é a fenolftaleína. A 
fenolftaleína é um ácido fraco, que, na sua forma não dissociada, se apresenta 
incolor. O gotejamento de uma solução alcalina em um sistema inicialmente 
ácido, o qual contém algumas gotas de fenolftaleína, forma a solução cor-de-
rosa por volta de pH=9. Essa mudança de cor indica o predomínio de Ind-. 
Uma solução anfótera também é chamada de tampão pH, que é uma 
solução cujo pH se mantém aproximadamente constante quando lhe são 
adicionadas pequenas quantidades de ácidos ou de bases fortes. Dentre as 
várias situações em que o controle de processos químicos depende da 
manutenção de pH do meio em que ocorrem, são os sistemas tamponados que 
a Natureza nos apresenta, tais como o sangue humano, outros fluidos 
 
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fisiológicos, ou a água do mar, com valores de pH garantidos pelas respectivas 
composições químicas. Também muitas experiências laboratoriais e processos 
industriais requerem que o meio em que se desenrolam se mantenha a um pH 
constante, o que é conseguido pela ação tampão de algumas substâncias 
químicas adicionadas. 
São exemplos dessas situações: a precipitação seletiva de sulfuretos de 
diferente solubilidade em que a abundância de hidrogênio controla a ionização 
de ácido sulfídrico, H2S, logo há concentração de íon sulfeto, S2-; a formação 
seletiva de complexos entre metais vários e EDTA (ácido etilenodiamina 
tetracético), em que a acidez do meio controla a concentração de agente 
quelante; ou a atividade enzimática no fabrico da cerveja. 
São tampões de pH típicos: 
■ Soluções moderadamente concentradas de ácidos ou de bases 
fortes, para pH<3 ou pH>11; 
■ Misturas de ácidos fracos (ou de bases fracas) com os seus 
respectivos sais de bases fortes (ou de ácidos fortes), ou seja, com 
as respectivas bases conjugadas (ou ácidos conjugados), para 
3<pH<11; 
Podem ocorrer situações de tamponamento de pH a diferentes valores de 
pH, desde valores mais baixos, de grande acidez com elevada concentração 
hidrogeniônica, [H3O+], até valores mais altos, de elevada alcalinidade com altas 
concentrações de íon hidroxilo, [OH- ], passando por situações de acidez 
intermédia. As substâncias a que se recorre para o efeito, serão diferentes 
consoante o valor de pH a que se pretende tamponar o meio, e o mecanismo de 
atuação é diferente, em conformidade com o sistema tampão escolhido. 
Leitura obrigatória 
Para saber mais sobre o assunto, faça uma leitura do capítulo 17, com 
ênfase no subitem 17.2, do livro-base desta disciplina. 
http://www.ufscar.br/labbes/wp-content/uploads/buffer.pdf 
 
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O vídeo a seguir fala sobre a solução tampão, não deixe de assistir! 
https://www.youtube.com/watch?v=wTeoXdc4SiQ 
Energia Livre de Gibbs 
O equilíbrio é o efeito eventual de qualquer sistema fechado, ele deve de 
alguma forma estar também conectado à energia livre. 
Uma importante relação existe entre a constante de equilíbrio e a variação 
de energia livre padrão (Go) que acompanha a reação. 
 
R é a constante dos gases e igual a 8,314 J/K.mol; T é a temperatura 
absoluta em kelvin (K). 
É fácil mostrar com essa equação que um valor negativo de Go está 
associado com reações que favorecem a formação de produtos quando o 
equilíbrio é atingido, e para as quais a constante de equilíbrio é maior do que 1. 
A relação entre a energia livre e o equilíbrio é que o equilíbrio é um estado 
de energia livre mínima. Todos os sistemas caminham no sentido do equilíbrio, 
pois diminuem suas energias livres. Quando eles atingem o equilíbrio, a energia 
livre não varia mais. 
Reações com um Go mais negativo do que em torno de 13 kJ/mol são 
ditas completas, significando que a quase totalidade (>99%) dos reagentes é 
convertida em produtos quando o equilíbrio é atingido. Por outro lado, um valor 
positivo de Go está associado com reações nas quais a formação de produtos 
no equilíbrio é desfavorável e nas quais a constante de equilíbrio é menor do que 
1. Uma vez que Ka é uma constante de equilíbrio, ela está relacionada com 
Go da mesma maneira. 
 
Variações de entropia devem estar relacionadas com variações na 
ordem relativa de um sistema. Quanto mais aleatório um sistema é, maior é a 
sua entropia. Portanto, uma variação de entropia positiva está sempre associada 
 
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com uma variação de um sistema mais ordenado para um sistema menos 
ordenado. Uma variação de entropia negativa acompanha o processo 
inverso. Uma variação de entropia positiva (da ordem para desordem) torna 
uma contribuição negativa de Go e é energeticamente favorável àformação de produtos. Graficamente podemos representar como nas figuras a 
seguir: 
 
Leitura Obrigatória 
 
Aprofunde mais seus conhecimentos sobre este tema com a leitura do 
capítulo 19 do livro-base da nossa disciplina. 
Na Prática 
Atividade 1 
Escreva a expressão de equilíbrio para as seguintes reações: 
 
(a) 2O3(g) 3O2(g) 
(b) 2NO(g) + Cl2(g) 2NOCI(g) 
(c) Ag+(aq) + 2NH3(aq) Ag(NH3)2(aq) 
 
Resolução 
 
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Análise: dadas as três equações, pode-se escrever uma expressão da 
constante de equilíbrio para cada uma delas. Usando a lei da ação de massa, 
escrevemos cada expressão como um quociente. O quociente tem os termos da 
concentração dos produtos multiplicados juntos e cada um elevado à potência 
de seu coeficiente estequiométrico na equação balanceada, dividido pelos 
termos da concentração dos reagentes multiplicados juntos e cada um elevado 
à potência de seus coeficientes estequiométricos. 
 
Resolvendo 
a. Para uma reação na fase gasosa, usamos as pressões parciais dos 
produtos e reagentes para os termos de concentração: 
 
 
Analogamente, temos: 
 
b. Para uma reação aquosa, usamos as 
concentrações molares dos produtos e reagentes para os termos de 
concentração. 
 
 
Faça você mesmo: 
Escreva a expressão da constante de equilíbrio para: 
(a) H2(g) + I2 (g) 2HI(g), 
 
(b) Cd2+(aq) + 4Br-(aq) CdBr42-(aq). 
 
Resposta: 
 
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a. 
 
b. 
 
Atividade 2 
Considere o seguinte equilíbrio: 
N2O4(g) 2NO2(g) 
 
Em qual sentido o equilíbrio se deslocará quando cada uma das seguintes 
variações for feita ao sistema no equilíbrio? 
a. Adição de N2O4; 
b. Remoção de NO2; 
c. Aumento da pressão total pela adição de N2(g); 
d. Aumento do volume; 
e. Diminuição da temperatura. 
 
Resolução 
Dada uma série de variações a serem feitas no sistema em equilíbrio, 
pode-se determinar qual o efeito que cada variação terá na posição do equilíbrio. 
O princípio de Le Châtelier pode ser usado para determinar os efeitos de cada 
uma dessas variações. 
a. O sistema se ajustará para diminuir a concentração do N2O4 
adicionado, logo o equilíbrio desloca-se para a direita, no sentido 
dos produtos. 
b. O sistema se ajustará para remover NO2, deslocando-se para o 
lado de produção de mais NO2; assim, o equilíbrio desloca-se para 
a direita. 
 
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c. A adição de N2 aumentará a pressão total do sistema, mas N2 não 
está envolvido na reação. As pressões parciais de NO2 e N2O4 
consequentemente não variam e não existe deslocamento na 
posição de equilíbrio. 
d. Se o volume é aumentado, o sistema se deslocará no sentido que 
ocupa um volume maior (mais moléculas de gás); dessa forma, o 
equilíbrio desloca-se para a direita. 
e. A reação é endotérmica, logo podemos imaginar o calor como um 
reagente no lado dos reagentes da equação. A diminuição da 
temperatura desloca o equilíbrio no sentido de produzir calor, de 
forma que o equilíbrio se desloca para a esquerda, no sentido de 
formação de mais N2O4. Observe que apenas essa última variação 
também afeta o valor da constante de equilíbrio, Keq. 
 
Atividade 3 
Para a reação: 
PCI5(g) PCl3(g) + Cl2(g) 
 
Em qual sentido o equilíbrio se deslocará quando 
a. Cl2(g) for removido; 
b. A temperatura for diminuída; 
c. O volume do sistema de reação for aumentado; 
d. PCl3(g) for adicionado? 
 
Respostas: 
(a) direita; (b) esquerda; (c) direita; (d) esquerda. 
Síntese 
Para as considerações finais do professor Arion sobre a aula de hoje, 
assista ao vídeo de síntese que está disponível no material on-line. 
 
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Referências 
 
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J. R. Química, a 
Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005.