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Química das Soluções 
QUI - 084 
Aula 3 – equilíbrio químico 
 
A.C.Sant'Ana 
 
Espontaneidade 
A transformação é espontânea quando a distribuição das 
partículas no espaço e/ou a distribuição de energia total do 
sistema entre as partículas é mais larga. 
Entropia (S) é uma medida da desordem 
Espontaneidade 
A transformação é espontânea no sentido do maior número 
de microestados possíveis para o sistema. 
S = k ln W 
onde k = cte. de Boltzmann; W = nº de microestados 
Distribuição de velocidades (Maxwell-Boltzmann) 
Quanto mais larga a distribuição, maior a desordem do 
sistema e maior o número de microestados possíveis para 
o sistema em um determinado estado. 
Atkins 
Distribuição de Boltzmann 
para a energia de um sistema de moléculas A e B 
com níveis de energia quantizados 
População  e-Ei/kT 
k = cte. Boltzmann 
Variação da entropia (ΔS) indica sentido 
espontâneo de uma transformação 
- A entropia de um sistema isolado aumenta no curso de uma 
transformação espontânea (ΔS > 0); 
- A entropia do Universo sempre aumenta em qualquer 
transformação espontânea (ΔSUniverso = ΔSsistema + ΔSvizinhanças); 
- A entropia é uma medida da desordem tanto espacial como na 
ocupação dos estados de energia do sistema. 
 
Exemplo: 
Sistema biológico: aumenta ordem (ΔS < 0) em transformações 
espontâneas à custa do trabalho (metabólico) e do aumento da 
desordem nas vizinhanças (ΔSviz > 0) 
Variação de G definida a T e P constantes: 
 
 
A direção espontânea de uma 
transformação com T e p constantes 
é aquela em que a variação da 
energia livre de Gibbs (ΔG) do 
sistema tende a menores valores. 
Energia livre de Gibbs (G = H – TS) 
ΔG = ΔH – TΔS ou ΔG° = ΔH° – TΔS° 
(índice ° => p = 1 bar) 
Se ΔrG < 0 (exergônica ou exoérgica): 
a transformação direta é espontânea e tende a reagir até 
atingir o equilíbrio. 
Se ΔrG > 0 (endergônica ou endoérgica): 
a transformação direta não é espontânea, mas no 
sentido inverso ocorre espontaneamente e tende a 
prosseguir ao equilíbrio. 
Se ΔrG = 0 
a transformação está em condição de equilíbrio. 
A direção espontânea é aquela em que a energia livre de 
Gibbs da mistura diminui. 
Energia livre de Gibbs e 
equilíbrio químico (termodinâmico) 
ΔG = ΔG° + RT ln K = 0 
Se o sistema está em equilíbrio na temperatura T, então: 
ΔG° = – RT ln K 
ΔG° e a constante de equilíbrio K 
Há uma relação entre a energia livre de Gibbs padrão 
e a constante de equilíbrio K 
Diagrama de fases do gás carbônico 
Cada curva do diagrama de fases representa a 
condição de equilíbrio entre as fases 
Reação genérica na fase gasosa 
aA(g) + bB(g) cC(g) + dD(g) 
Reação genérica em solução 
aA(aq) + bB(aq) cC(aq) + dD(aq) 
ba
dc
eq
PP
PP
K
BA
DC
   
   ba
dc
eqK
BA
DC

1. A constante de equilíbrio é adimensional. (ΔG° = – RT ln K) 
2. Sólidos ou solventes líquidos não entram na expressão, 
 pois possuem concentração constante. 
Lei da ação das massas (Guldberg-Waage) 
Em uma reação elementar (que ocorre em uma única etapa): 
 
NH4
+(aq) + NO2
-(aq)  N2(g) + 2H2O(l) 
 
observamos que 
– à medida que a [NH4
+] duplica com a [NO2
-] constante, a 
velocidade dobra, 
– à medida que a [NO2
-] duplica com a [NH4
+] constante, a 
velocidade dobra, 
 concluímos que a velocidade  [NH4
+][NO2
-]. 
A constante de proporcionalidade k é a constante de 
velocidade. 
 
Para reações em várias etapas a lei das velocidades deve ser 
obtida empiricamente. 
Equilíbrio químico (cinético) 
• Equilíbrio químico é o ponto em que as concentrações de todas 
as espécies são constantes. 
• Apenas para reações elementares pode-se obter a constante de 
equilíbrio como abaixo: 
 
• O equilíbrio é dinâmico porque a reação não pára (seta dupla) e 
quando atingido as velocidades nos 2 sentidos são iguais. 
• Lei das massas para reação direta: vd = kd [N2O4(g)] 
 Lei das massas para reação inversa: vi = ki [NO2(g)]
2 
• No equilíbrio: kd [N2O4(g)] = ki [NO2(g)]
2, logo, 
 
 K = kd = [NO2(g)]
2, 
 ki [N2O4(g)] 
N2O4(g) 2NO2(g)
A constante do equilíbrio (K) é a razão 
entre as constantes de velocidade (k) 
nos sentidos direto e inverso 
Reações não elementares 
Homólise 
(formação de radical) 
Para reações em várias etapas a lei de velocidades 
pode ser bastante complexa. 
Exc.: 1) Dadas as reações de formação de íons complexos e os 
valores das correspondentes constantes de equilíbrio de 
formação (Kf) em uma determinada temperatura. 
a) Escreva a constante de equilíbrio da primeira reação. 
b) O que se pode afirmar sobre as concentrações dos reagentes 
e produtos que possuem o maior e o menor valor de Kf? 
Equilíbrio químico em uma reação química 
Exp.: Processo de Haber 
3 H2(g) + N2(g) 2 NH3(g) 
Não importam as concentrações iniciais dos reagentes e produtos, 
no equilíbrio a PROPORÇÃO entre as concentrações será a mesma 
(para uma determinada temperatura). 
Partindo de concentrações iniciais distintas: 
Equilíbrio químico em solução 
A2B3(s) A
3+
(aq)+ B
2-
(aq) 
NaCl(s) Na
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
K2CrO4(s) → K
+
(aq) + CrO4
2-
(aq) 
Ba(NO3)2(s) → Ba
2+
(aq) + 2NO3
-
(aq) 
K2CrO4(aq)+Ba(NO3)2(aq) → BaCrO4(s)+ 2KNO3(aq) 
Ba2+(aq)+ CrO4
2-
(aq) BaCrO4(s) 
Produto de solubilidade (Kps) 
BaSO4(s) Ba
2+
(aq) + SO4
2-
(aq) 
K = [Ba2+(aq)] [SO4
2-
(aq)] / [BaSO4(s)] 
 Kps = [Ba
2+
(aq)] [SO4
2-
(aq)] = 1,1x10
-10 (25°C) 
 
Exc.: 
2) O valor de Kps para o MgCO3 em água a 25°C é 2,6x10
-5. 
a) Escreva a fórmula do Kps; 
b) Compare sua solubilidade com a do BaSO4 
c) Qual a concentração molar de cada íon em água na 
condição de saturação a 25°C? 
Equilíbrio químico em solução 
HNO3(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + NO3
-
(aq) 
Exc.: 
3) O ácido nítrico comercial é vendido a 68%m, mas pode 
atingir a concentração de 98%m. Por ser um ácido forte 
sofre quase completa ionização em água. 
a) Escreva a expressão da constante de equilíbrio 
b) O que pode-se esperar do valor da constante de 
equilíbrio da reação acima? 
c) Qual o valor da concentração molar do HNO3 a 68%m, 
cuja densidade é 1,42 kg L-1? 
Em uma reação em equilíbrio, variações de algumas 
propriedades podem deslocar o equilíbrio, sempre no 
sentido de minimizar a alteração realizada: 
-Elevação da pressão externa resulta no deslocamento do 
equilíbrio na direção de formação de um menor número de 
mols de gases; 
-Elevação da temperatura desloca o equilíbrio no sentido de 
diminuir a temperatura, i.e., no sentido endotérmico; 
-Elevação da concentração de um dos componentes desloca 
o equilíbrio no sentido de diminuir a concentração deste. 
Princípio de Le Chatelier 
Sobre as perturbações que podem deslocar o equilíbrio 
em uma reação química, deve-se lembrar que: 
-A nova condição de equilíbrio não restaura as condições 
anteriores à perturbação; 
-Se a reação não envolve componentes gasosos, 
variações de pressão não deslocam o equilíbrio; 
-Todo aumento de temperatura aumenta a velocidade de 
uma reação química; 
-Um catalisador não altera o equilíbrio de uma reação 
química. 
Princípio de Le Chatelier 
Princípio de Le Chatelier 
Exc.: 4) Após uma perturbação, com o restabelecimento do equilíbrio o 
sistema volta ao estado anterior? Explique utilizando a figura. 
Equilíbrio químico emsolução 
HCl(g) + H2O(l) H3O
+
(aq) + Cl
-
(aq) 
H2SO4(aq) + H2O(l) H3O
+
(aq) + SO4
2-
(aq) 
Exc.: 
5) A concentração mais alta do HCl comercial é 38%m, pois acima 
disso há riscos elevados por aumento de pressão no frasco de 
armazenamento. Escreva as equações de equilíbrio envolvendo a) o 
HCl molecular solvatado e no estado gasoso; b) a ionização em 
solução; c) a reação global (soma das anteriores); d) descreva o 
que ocorre com o equilíbrio, e por consequência com a 
concentração, quando o frasco é armazenado destampado. 
6) O ácido sulfúrico mistura-se com água em qualquer proporção. A 
presença da espécie molecular (não ionizada) ocorre em maior 
proporção na condição de alta ou baixa concentração? Explique 
usando o princípio de Le Chatelier. 
 
a) Sabendo que a 472 °C o equilíbrio é atingido quando a mistura 
possui as seguintes pressões parciais: 
7,38 atm de H2, 2,46 atm de N2 e 0,166 atm de NH3, 
calcule o valor da constante de equilíbrio. 
b) Se na temperatura de 500°C esta reação possui Kp = 1,45x10
-5 e 
no equilíbrio as pressões parciais do H2 e N2 são 0,928 atm e 
0,432 atm, respectivamente, qual a pressão parcial da amônia 
na mistura? 
Exercícios 
7) Dada a reação de síntese da amônia: 
 N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) 
Exercícios 
8) Uma solução de amônia (NH3) é preparada a 25°C na 
concentração de 0,0124 mol L-1 e reage com a água formando 
hidróxido de amônio (NH4OH) completamente dissociado e 
solvatado. Ao se atingir o equilíbrio a concentração de hidroxila 
é de 4,64x10-4 mol L-1. Escreva a equação da reação de hidrólise 
da amônia e calcule o valor da constante de equilíbrio nesta 
temperatura. Discuta quais das espécies dissolvidas é mais 
abundante no meio. 
9) Como as seguintes variações afetam o valor da constante de 
equilíbrio de uma reação exotérmica na fase gasosa? 
a) Remoção de um reagente ou produto. 
b) Diminuição do volume. 
c) Diminuição da temperatura. 
d) Adição de um catalisador. 
 valores em mol L-1 
K = [NH4
+] [OH-] / [NH3] 
K = 1,8x10-5 
A substância pura água não entra na expressão da constante de 
equilíbrio quando é o solvente (concentração ≈ constante) 
A espécie amônia é mais abundante que os íons amônio e 
hidróxido. 
Resp. exc. 8: 
NH3(aq) + H2O(l) NH4
+
(aq) + OH
-
(aq) 
NH3 H2O NH4
+ OH- 
Início 0,0124 55,55 - - 
Reagiu/ 
Formou 
-0,000464 -0,000464 +0,000464 +0,000464 
Equilíbrio 0,011936 ~55,55 0,000464 0,000464 
Exercícios 
10) a) Discuta como se modificam as forças soluto-soluto, soluto-solvente e 
solvente-solvente no processo de dissolução de um sal em água. 
 b) Discuta a dinâmica das espécies presentes na condição de equilíbrio, 
quando o sal forma uma solução saturada com corpo de fundo. 
11) Quando o processo de dissolução é exotérmico ou endotérmico? 
12) A dissolução de um soluto em um solvente é entropicamente favorável? 
13) Como a pressão parcial do gás O2 na superfície da água líquida afeta sua 
solubilidade neste solvente? Explique usando o princípio de Le Chatelier. 
14) A constante de equilíbrio do processo de dissolução do AgCl em água 
(produto de solubilidade) a 25oC é 1,6x10-10. a) Escreva a equação química 
deste processo e a expressão do Kps. b) Qual a concentração de cada íon 
dissolvido? c) Quando em 0,0500g deste sal é adicionado água até 
completar 100 ml de solução, a 25oC, qual a massa do sal dissolvida? 
15) A solubilidade do carbonato de lítio é de 5,48 g L-1 (298 K). Escreva a 
expressão do produto de solubilidade e calcule seu valor na mesma 
temperatura. (MM (g mol-1): Li = 6,9; C = 12,0; O = 16,0) 
Exercícios 
16) A dissolução de 3,0 g de ácido acético em 100 g de água leva ao 
congelamento da solução a -0,93oC na pressão normal. A partir da 
constante crioscópica da água KC = 1,86 
oC kg mol-1 calcule a massa 
molar do ácido acético. 
17) Em uma solução aquosa 3x10-2 mol L-1 de sulfato de potássio, qual a 
massa de soluto que se encontra dissolvida em uma alíquota de 200 
ml? (MM / g mol-1: K = 39,1; O = 16,0; S = 32,0) 
18) Considere a reação: 
 N2O4 (g) 2 NO2 (g) 
a) Se um reator é carregado com 3,00 atm de tetraóxido de dinitrogênio 
e 2,00 atm de dióxido de nitrogênio e a reação atinge o equilíbrio a 
25oC quando 0,952 atm do dióxido de nitrogênio reagiu, estime o 
valor da constante de equilíbrio KP. 
b) Explique o que ocorreria se a pressão no interior do reator fosse 
diminuída.