AULA SOBRE O EQUILÍBRIO QUÍMICO

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FCAV/ UNESP Jaboticabal 
 
Disciplina: Química Geral 
Assunto: Equilíbrio Químico 
 
Docente: Profa. Dra. Luciana M. Saran 
2 
1. Introdução 
 Existem dois tipos de reações: 
 
 a) aquelas em que, após determinado tempo, pelo 
menos um dos reagentes foi totalmente consumido; 
 
Ex.: Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) EQ. 1 
 
 b) aquelas que, após determinado tempo, apresentam 
quantidades de reagentes que não variam mais; 
 
 Ex.: H2(g) + I2(g) 2HI(g) EQ. 2 
3 
No caso da reação 2, após determinado tempo, 
atingi-se o Equilíbrio Químico, isto é: 
 
 as quantidades de reagentes deixam de diminuir, 
permanecendo constantes; 
 
 as quantidades de produtos deixam de 
aumentar, também permanecendo constantes. 
4 
2. A Constante de Equilíbrio 
 As quantidades de reagentes e produtos existentes no 
equilíbrio, a uma dada temperatura, se relacionam 
através de uma grandeza denominada constante de 
equilíbrio, K. 
 
 Para a equação genérica a seguir: 
 
aA + bB cC + dD 
 
 
 
 
ba
dc
]B[]A[
]D[]C[
K 
5 
 Para a reação a seguir, a 460oC: 
 
 H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
 Inicialmente: 1,00 mol 1,00 mol 
 
 No equilíbrio: 0,22 mol 0,22 mol 1,56 mols 
 
 Supondo-se que o recipiente reacional tem um 
V = 10,0 L, as concentrações de equilíbrio são: 
 
 [HI]eq = 0,156 mol/L 
 
 [H2]eq = [I2]eq = 0,022 mol/L 
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 Para a reação de obtenção do HI a partir da reação do I2 
com H2, a expressão da constante de equilíbrio é: 
 
 
 
 
 A 460oC o valor de K para tal reação pode ser calculado: 
 
]H][I[
]HI[
=K
22
2
3,50=
)L/mol022,0)(L/mol022,0(
)L/mol156,0(
=K
2
7 
 Cada reação possui uma constante de equilíbrio 
característica, cujo valor depende da temperatura. 
 
 O valor de K, depende dos coeficientes estequiométricos 
da equação química balanceada. Todo valor de constante 
de equilíbrio deve ser acompanhado da equação química 
a que se refere. 
 
 Por exemplo, no caso da reação de obtenção do HI, 
K = 50,3, para a equação química balanceada escrita 
como: 
 H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
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 Se a equação anterior for multiplicada por 2, isto é: 
 
2H2(g) + 2I2(g) 4HI(g) 
 
 K = (50,3)2 = 2,53x103 
 
 
 Se a equação for dividida por 2, isto é: 
 
 (1/2)H2(g) + (1/2)I2(g) HI(g) 
 
 K = (50,3)1/2 = 7,09 
9 
2.1. Expressões da Constante de Equilíbrio para 
Reações que Envolvem Sólidos e Água 
 
 Na expressão da constante de equilíbrio não devem ser 
incluídas substâncias no estado sólido ou líquido. 
 
 Exemplos: 
 
 a) C(s) + O2(g) CO2(g) 
 
 
 
]O[
]CO[
=K
2
2
 b) NH3(aq) + H2O(l) NH4
+(aq) + OH-(aq) 
]NH[
]OH][NH[
=K
3
+
4
10 
2.2. Expressões da Constante de Equilíbrio: Kc e Kp 
 
 É bastante comum que na expressão da constante de 
equilíbrio se exprimam as concentrações em mol/L, e por 
isso o símbolo K recebe o índice c (de concentração) e 
torna-se Kc. 
 
 No caso de reações em fase gasosa, as expressões da 
constante de equilíbrio podem ser escritas em termos das 
pressões parciais dos reagentes e produtos. 
 
 Quando se escrevem as expressões das constantes de 
equilíbrio em termos das pressões parciais, o símbolo K se 
transforma em Kp. 
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 Para a reação de formação de HI, 
 
 H2(g) + I2(g) 2HI(g) 
 
 tem-se: 
 
 
 
 
 
 
 p: pressão parcial 
22 IH
2
HI
p
pp
p
=K
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2.3. Significado da Constante de Equilíbrio 
 O valor da constante de equilíbrio mostra se a reação é 
favorável aos produtos ou aos reagentes. 
 
 Quanto maior o valor da constante de equilíbrio, maior o 
rendimento da reação. 
 
 K > 1: A reação é favorável aos produtos; as 
concentrações dos produtos no equilíbrio são maiores do 
que as dos reagentes. 
 
 K < 1: A reação é favorável aos reagentes; as 
concentrações dos reagentes no equilíbrio são maiores 
do que as dos produtos. 
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Exemplos: 
NO(g) + O3(g) NO2(g) + O2(g) 
 
A 25oC, 
 
 34
3
22
C 10x6=
]O][NO[
]O][NO[
=K
(3/2)O2(g) O3(g) 
 
A 25oC, 
29
2/3
2
3
C 10x5,2=
]O[
]O[
=K
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3. Perturbação do Equilíbrio Químico: 
 Princípio de Le Chatelier 
“Se uma perturbação externa for aplicada a 
um sistema em equilíbrio, o sistema reagirá de 
modo a reduzir ou contrabalançar o efeito da 
perturbação” 
15 
Perturbação Alteração quando o 
Sistema Reacional 
Retorna ao Equilíbrio 
Efeito sobre o 
Equilíbrio 
Efeito sobre 
K 
Adição de 
reagente 
 
 
Adição de 
produto 
Parte do reagente 
adicionado é consumida 
 
 
Parte do produto 
adicionado é consumido 
 Deslocamento 
para a direita 
 
 
Deslocamento para 
a esquerda 
Não há 
alteração 
 
 
Não há 
alteração 
Tabela 1: Efeito da adição de um reagente ou produto 
sobre o equilíbrio e sobre o valor de K. 
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Perturbação Alteração quando o 
Sistema Reacional 
Retorna ao 
Equilíbrio 
Efeito sobre o 
Equilíbrio 
Efeito sobre 
K 
Elevação de 
temperatura 
 
 
Abaixamento 
de 
temperatura 
Há consumo de 
energia térmica 
 
 
Há desprendimento 
de energia térmica 
 Deslocamento no 
sentido endotérmico 
 
 
Deslocamento no 
sentido exotérmico 
Há alteração 
 
 
 
Há alteração 
Tabela 2: Efeito da modificação de temperatura sobre o 
equilíbrio e sobre K. 
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4. Equilíbrio de Autoionização da Água 
 Água Pura: considerada, em geral, não condutora de 
eletricidade. 
 
 Na realidade, já foi demonstrado por medidas precisas que 
a água apresenta uma condução pequena de eletricidade, 
que decorre da sua autoionização, isto é: 
 
 H2O(l) + H2O(l) H3O+(aq) + OH-(aq) 
 
 ou 
 
 H2O(l) H+(aq) + OH-(aq) 
 
 
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 A expressão que representa o equilíbrio de autoionização da 
água é a seguinte: 
 
 Kw = [H+].[OH-] ou Kw = [H3O+].[OH-] 
 
 Kw: constante do produto iônico da água 
 
 A 25ºC, o valor das concentrações dos íons é: 
 
 [H3O+] = [OH-] = 1,0x10-7 mol/L e portanto, 
 
 Kw = (1,0x10-7 mol/L) x (1,0x10-7 mol/L) 
 
 Kw = 1,0x10-14 
4. Equilíbrio de Autoionização da Água 
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 A água pura é neutra, pois apresenta concentrações iguais de 
H3O+ e OH-. Conforme já visto, a 25ºC , tais concentrações são 
iguais a 1,0x10-7 mol/L. 
 
 A equação referente a ionização da água é importante porque se 
aplica não só à água pura, mas também a qualquer solução aquosa. 
 
 Condições para que uma solução seja considerada ácida, neutra 
ou alcalina (básica): 
 
 se [H3O+] = [OH-]  a solução é neutra; 
 
 se [H3O+] > [OH-]  a solução é ácida; 
 
 se [H3O+] < [OH-]  a solução é alcalina ou básica. 
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EXERCÍCIO 1: O corpo humano contém 
aproximadamente 70% de água em massa. Na 
temperatura normal do corpo humano, 37C, a 
concentração do íon H+ em água pura é 1,54x10-7 mol/L. 
Qual o valor de Kw nesta temperatura? 
 
 
Resp.: 2,37x10-14 
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EXERCÍCIO 2: A 50C o produto iônico da água, Kw, é 
5,5x10-14. Calcule [H3O
+] e [OH-] numa solução neutra a 
50C? 
 
Resp.: 2,35x10-7 mol/L 
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EXERCÍCIO 3: explique como é afetado o equilíbrio de 
auto-ionização da água, pela adição de HCl. Considere a 
adição de 0,010 mol de HCl a 1L de águapura e calcule a 
concentração molar de OH- na solução resultante. 
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EXERCÍCIO 4: explique como é afetado o equilíbrio de 
auto-ionização da água, pela adição de NaOH. Considere a 
adição de 0,10 mol de NaOH a 1L de água pura e calcule a 
concentração molar de H3O
+ na solução resultante.