Equilibrio_quimico

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DSc. Jussara Aparecida de Oliveira Cotta. Professora da UEMG, João Monlevade – MG. E-mail: japcotta@hotmail.com – 
Publicação Destinada ao Ensino de Química Analítica 1 
 
 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
 
1- Introdução 
Equilíbrio químico é a parte da química que estuda as reações reversíveis e as condições para o 
estabelecimento desta atividade equilibrada. As reações da química analítica, as reações na 
natureza e os principais processos industriais de produção de substâncias são em sua maioria 
reversíveis, ou seja, desenvolvem-se ao mesmo tempo e em direções opostas. Assim são, por 
exemplo, a síntese da amônia e do ácido sulfúrico, a solução saturada de carbonato de cálcio e o 
equilíbrio do ozônio estratosférico com o oxigênio comum: 
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) 
SO3(g) + H2O(l) ↔ H2SO4(aq) 
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) 
3 O2(g) ↔ 2 O3(g) 
Um equilíbrio químico é a situação em que a proporção entre as quantidades de reagentes e 
produtos em uma reação química se mantém constante ao longo do tempo. Foi estudado pela 
primeira vez pelo quimico francês Claude Louis Berthollet em seu livro Essai de statique 
chimique de 1803. 
No equilíbrio químico as velocidades das reações diretas e inversas de igualam. Qualquer sistema 
em equilíbrio representa um estado dinâmico no qual dois ou mais processos estão ocorrendo ao 
mesmo tempo e na mesma velocidade. A causa do estabelecimento do equilíbrio químico é a 
nivelação das velocidades da reação direta (para a direita) e a da inversa (para a esquerda) que se 
realiza como conseqüência das mudanças de concentração das substâncias. 
Duas condições são fundamentais para que se estabeleça o equilíbrio químico: que o sistema 
esteja fechado e que a temperatura e pressão permaneçam constantes. 
Uma reação química é composta de duas partes separadas por uma flecha, a qual indica o sentido 
da reação. As espécies químicas denominadas como reagentes ficam à esquerda da flecha e, à 
direita, ficam os produtos, ou resultado da reação química. 
Reagentes → Produtos 
A + B → C + D 
Quando a reação não se completa e os reagentes e produtos mantêm-se em equilíbrio, utilizam-se 
duas setas em sentidos contrários ou uma seta dupla para separar as duas partes da reação 
química. O equilíbrio químico é dinâmico, o qual indica que a reação que se processa em um 
 
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sentido (dos reagentes para os produtos, sentido direto) tem a mesma taxa de desenvolvimento 
que a reação que se processa no sentido inverso (dos produtos para os reagentes) 
Reagentes ↔ Produtos 
A + B ↔ C + D 
A existência de um equilíbrio químico dinâmico significa que a reação química nem sempre 
caminha para um final; ao invés disto, alguns reagentes e produtos coexistem no sistema. 
Este equilíbrio dinâmico é um estado em que parece que nada está ocorrendo, porém é um estado 
no qual as reações químicas estão ocorrendo e freqüentemente em velocidades rápidas. As 
propriedades macroscópicas (cor, estado físico, volume, densidade) permanecem constantes, ou 
seja, externamente não se percebe nenhuma alteração no sistema, apesar de seu caráter dinâmico. 
Conforme o sentido da reação, as mesmas podem ser classificadas em irreversíveis ou 
reversíveis. Nas reações irreversíveis as substâncias que atuam como reagentes se transformam 
em produtos da reação e entre os mesmos não existe nenhuma afinidade, e a reação não tem 
retorno, nem um equilíbrio é estabelecido, isto é, não é reversível. 
Uma espécie química sempre vai existir em equilíbrio com outras formas de si mesma. As outras 
formas podem existir em quantidades não detectáveis, porém elas sempre estarão presentes. Estas 
outras formas originam devido à desordem natural da natureza que nós chamamos de entropia (é 
impossível ser perfeito). 
Como exemplo, água pura consiste de compostos moleculares e íons dissociados que coexistem 
no equilíbrio: 
H2O(l) ↔ H
+
(aq) + OH
-
(aq) 
O subscrito (l) se refere ao estado líquido, e o subscrito (aq) se refere aos íons em solução aquosa. 
Em uma reação química em equilíbrio, as concentrações (ou pressões parciais) dos reagentes e 
produtos estão em um estado estacionário, isto é, eles não estão mudando. De qualquer modo, um 
ponto importante a ser lembrado é que no nível molecular as espécies reagentes (átomos, 
moléculas ou íons) ainda estão formando produtos, e espécies de produtos estão retornando para 
os reagentes. No equilíbrio, a taxa na qual os reagentes se transformam em produtos é igual a taxa 
da reação inversa onde os produtos se transformam em reagentes. A 
figura à direita mostra um precipitado de PbCrO4 sólido em equilíbrio 
com íons Pb
2+
 e CrO4
2-
 em solução. 
No equilíbrio as concentrações dos íons em solução são constantes. 
Íons Pb
2+
 e CrO4
2-
 continuam a formar PbCrO4 sólido, e PbCrO4 
sólido continua a se dissolver. Devido à taxa de precipitação e 
dissolução serem as mesmas, não há variação nas concentrações dos 
íons em solução. Este equilíbrio é representado pela reação: 
PbCrO4(s) ↔ Pb
2+
(aq) + CrO4
2-
(aq) 
 
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A flecha dupla para a direita e para a esquerda nesta equação da reação indica que as reações 
ainda estão ocorrendo, mas que as concentrações atingiram um equilíbrio, isto é, um estado 
estacionário. 
As concentrações de todas as substâncias presentes no equilíbrio permanecem constantes ao 
longo do tempo. Isto permite caracterizar o equilíbrio por meio de um número, a constante de 
equilíbrio, que indica a relação das concentrações entre reagentes e produtos. 
 
2- Lei da ação das massas 
O conceito que descreve o equilíbrio químico em termos quantitativos foi proposto pelos 
noruegueses Cato Guldberg e Peter Waage em 1864. Eles observaram que a concentração molar 
dos reagentes e produtos em uma reação química em equilíbrio sempre obedecia a certa relação, 
característica para cada tipo de reação e dependente apenas da temperatura, a qual eles 
denominaram de constante de equilíbrio. 
Eles propuseram a lei da ação das massas para resumir suas conclusões, cujo enunciado é o 
seguinte: “a velocidade de uma reação química é diretamente proporcional às concentrações dos 
reagentes”. Observaram que o fator importante na determinação da velocidade ou taxa de uma 
reação química não é apenas a quantidade de reagente, mas sim a quantidade de reagente por 
unidade de volume. 
A velocidade da reação direta (V1) é igual à velocidade da reação inversa (V2).O equilíbrio é 
dinâmico: ambas as reações continuam ocorrendo, só que com igual velocidade. O equilíbrio 
químico é mantido permanentemente pela igualdade das velocidades das reações químicas 
opostas (microscopicamente tudo continua). 
DCBA
V
V 
2
1
 
V1 = V2 
O que existe, na verdade, são duas reações opostas que ocorrem com a mesma velocidade. 
Podemos construir vários tipos de gráficos, colocando na ordenada a velocidade da reação direta 
(V1) e indireta (V2), as concentrações de reagentes ou produtos ou ambos, em função do tempo: 
 
 
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Suponhamos um equilíbrio genérico representado pela equação 
DCBA
V
V 
2
1
 
Sabemos que: 
V1 = k1.[A]
a
.[B]
b
 e V2 = k2.[C]
c
.[D]
d
, como a situação é de equilíbrio: 
V1=V2 ou k1.[A]
a
.[B]
b
= k2.[C]
c
.[D]
d
, ou ainda 
   
    cba
dc
K
BA
DC
k
k

2
1
 
Para um equilíbrio químico na forma de: 
aA + bB ↔ cC + dD 
o quociente da reação: 
   
   ba
dc
c
BA
DC
Q 
 
 
avaliado através das concentrações molares em equilíbrio (simbolizadas por [ ] ) dos reagentes e 
produtos, é igual a uma constante, Kc, a qual tem um valor específico para uma dada reação 
química e temperatura (o subscrito c indica que a constante de equilíbrio é definida em termos de 
concentração). 
O quociente da reação, Qc, é igual à expressão da constante de equilíbrio, porém para pressões 
parciais ou concentrações dos reagentes e produtos fora do sistema em equilíbrio. 
Se Q < K então a reação está ocorrendo em direção à formação dos produtos. 
Se Q > K então a reação está ocorrendo no sentido inverso, isto é para os reagentes. 
Se Q = K a reação está em equilíbrio, usamos K no lugar de Q. 
A situação de equilíbrio em relação às concentrações de reagente e produto pode ser de três tipos: 
 
 
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Exemplo: Uma mistura de hidrogênio (H2), iodo (I2), e iodeto de hidrogênio (HI), cada um com 
concentração de 0,0020 mol L
-1
, foi introduzida em um recipiente aquecido a 490
o
C. Nesta 
temperatura o valor de constante de equilíbrio (K) é igual a 46 para a seguinte reação: 
H2(g) + I2(g) ↔ 2 HI(g) 
Indique se a reação tem tendência de formar mais HI ou não. 
Solução: Calculamos o valor de Q e comparamos com K. Como K tem um valor “intermediário” 
de Q, esperamos que as concentrações dos reagentes e produtos sejam semelhantes umas das 
outras. Podemos antecipar que, embora possa ter uma pequena tendência da reação a se deslocar 
para os produtos ou reagentes, a extensão da reação será bem pequena. 
O quociente da reação é: 
 
   
 
   
1
0020,00020,0
0020,0
2
22
2





IH
HI
Qc
 
Como Q < K (K= 46), sabemos que o numerador – concentração do produto – é muito pequeno 
para que a composição do sistema corresponda a um estado de equilíbrio. Portanto, a reação tem 
tendência a direcionar-se para o lado de formação de produtos, e consequentemente consumir os 
reagentes, até que alcance o equilíbrio. 
Regras para escrever as constantes de equilíbrio: 
1) As concentrações ou atividades dos produtos são sempre colocadas no numerador; 
2) As concentrações ou atividades dos reagentes são sempre colocadas no denominador; 
3) Expressar as concentrações dos gases como pressões parciais, P, e das espécies dissolvidas em 
concentrações molares, [ ]; 
4) As pressões parciais ou concentrações são elevadas às potências dos coeficientes 
estequiométricos da reação balanceada; 
5) Elimine os sólidos ou líquidos puros e qualquer solvente da expressão. 
 
Nomes específicos para a constante de equilíbrio: 
1) Para reações químicas na fase gasosa que usam pressões parciais: Kp 
2) Dissociação da água: constante de dissociação da água, Kw 
3) Ionização de ácidos em água: constante de dissociação de ácidos, Ka 
4) Dissociação de bases em água: constante de dissociação de bases, Kb 
5) Solubilidade de precipitados: produto de solubilidade, Kps 
 
O valor da constante de equilíbrio indica a extensão com que a reação química favorece os 
reagentes ou os produtos no equilíbrio químico. 
- Valores elevados de K (maiores que 10
3
), o equilíbrio favorece fortemente os produtos; 
- Valores intermediários de K (entre 10
-3
 e 10
3
), reagentes e produtos estão presentes no 
equilíbrio em quantidades iguais; 
 
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- Valores pequenos de K (menores que 10
-3
), o equilíbrio favorece fortemente os reagentes. 
A figura abaixo exemplifica os diferentes valores da constante de equilíbrio, em relação às 
concentrações dos reagentes e dos produtos. 
 
3- Equilíbrio homogêneo e heterogêneo 
O Equilíbrio químico no qual todas as espécies que fazem parte da reação são de mesma fase ou 
estado físico é chamado de equilíbrio homogêneo. O equilíbrio heterogêneo é aquele no qual uma 
substância, no mínimo, está em uma fase diferente das outras. 
Por exemplo, a pressão de vapor de um líquido é descrito como sendo a pressão exercida por um 
vapor quando ele está em um estado de equilíbrio dinâmico com seu líquido (líquido ↔ vapor). 
Neste caso, duas fases coexistem no sistema, então se trata de um equilíbrio heterogêneo. 
A pressão de vapor da água pode ser representada como um equilíbrio dinâmico heterogêneo 
entre a água líquida e a água de vapor: 
 H2O(l) ↔ H2O(g) 
A existência de uma solução saturada de sal é outro exemplo de equilíbrio heterogêneo, porque o 
sal sólido coexiste com seus íons na solução aquosa: 
CaCl2(s) ↔ Ca
2+
(aq) + 2 Cl
-
(aq) 
Na decomposição térmica do calcário, CaCO3, 
CaCO3(s) ↔ CaO(s) + CO2(g) 
a concentração de CO2 é dependente apenas da temperatura e não das quantidades de CaCO3 e 
CaO, e o equilíbrio é heterogêneo. 
A síntese de amônia pelo processo Haber, a partir de nitrogênio e hidrogênio, ilustra muito bem 
um equilíbrio homogêneo: 
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) 
 
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4. Determinação da constante do equilíbrio 
O conhecimento da constante de equilíbrio de uma reação química possibilita a previsão e 
interpretação de vários aspectos da composição do sistema em equilíbrio. A magnitude de K 
indica a “posição” de um equilíbrio químico, se os reagentes ou os produtos são favorecidos no 
equilíbrio. 
O conhecimento das propriedades de K faz com que se possa interpretar a mudança na 
composição, resultante de alterações nas condições da reação, tais como a temperatura e pressão. 
Estas aplicações são importantes na química, e são usadas para discutir à respeito da solubilidade, 
comportamento de ácidos, bases e sais, e ocorrência de reações de óxido-redução. 
 
Etapas para o cálculo da constante de equilíbrio: 
Escrever a equação química balanceada e então: 
1) Estabelecer uma tabela de equilíbrio, mostrando as concentrações molares iniciais de cada uma 
das substâncias que tomam parte na reação. 
Esta etapa mostra como o químico prepara o sistema da reação, isto é, o que e o quanto de cada 
uma das substâncias são colocadas no recipiente. 
 Para misturas, concentrações molares são relativas a 1 mol L-1 e pressões parciais são 
relativas a 1 atm. 
 Para sólidos e líquidos puros, as concentrações molares são todas iguais a 1. 
2) Escrever as variações nas concentrações molares que são necessárias para que a reação alcance 
o equilíbrio. 
É comum não se conhecer estas alterações, então se escreve uma delas como sendo x e através da 
estequiometria da reação, se expressa às outras alterações em função do x. 
3) Escrever as concentrações molares de equilíbrio, adicionandoas alterações na concentração 
(da etapa 2) para a concentração inicial de cada uma das substâncias (da etapa 1). 
Lembrar sempre que embora uma variação na concentração possa ser positiva (um aumento) ou 
negativa (um decréscimo), o valor da concentração deve ser sempre positivo. 
4) Usar o quociente da reação e a constante de equilíbrio para determinar o valor da concentração 
molar desconhecida no equilíbrio. 
Nesta etapa, as concentrações de equilíbrio que foram determinadas na etapa 3 são substituídas 
no quociente da reação. Devido ao fato do valor do quociente da reação (Qc) no equilíbrio ser a 
constante de equilíbrio Kc, a expressão resultante pode ser resolvida para achar o valor de x. O 
mesmo procedimento pode ser feito para calcular composições em termos de pressões parciais. 
 
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Exemplo: Uma mistura consistindo de 0,500 mol L
-1
 de N2 e 0,800 mol L
-1
 de H2 em um 
recipiente reage e alcança o equilíbrio. No equilíbrio, a concentração da amônia é 0,150 mol L
-1
. 
Calcule o valor da constante de equilíbrio para: 
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) 
Solução: Precisamos saber as concentrações de equilíbrio de cada uma das substâncias na mistura 
que está reagindo e então substituir aqueles valores no quociente da reação (Qc). 
Devido ao fato das concentrações molares iniciais de cada um dos reagentes serem conhecidas 
(etapa 1; inicialmente não há amônia presente) e o aumento na concentração molar de equilíbrio 
do produto ser conhecido (etapa 2), o decréscimo na concentração molar de cada um dos 
reagentes pode ser calculado através da estequiometria da reação (etapa 3). Estabelecer a tabela 
de equilíbrio: 
Equação de equilíbrio: N2 + 3 H2 ← → 2 NH3 
Espécies N2 H2 NH3 
Etapa 1. Concentração inicial, mol L
-1
 0,500 0,800 0 
Etapa 2. Variação na concentração, mol L
-1
 -1/2(0,150) -3/2(0,150) +0,150 
Etapa 3. Concentração no equilíbrio, mol L
-1
 0,425 0,575 0,150 
 
Etapa 4. Para obter a constante de equilíbrio, os valores das concentrações no equilíbrio da etapa 
3 são inseridas no quociente da reação: 
 
   
 equilíbrionoK
HN
NH
Q cc 


3
22
2
3
 
 
 
278,0
575,0425,0
150,0
3
2


cK
(mol.L
-1
) 
 
5. Questões relativas ao uso da constante de equilíbrio 
 A fase sólida é uma mistura de cristais microscópicos individuais e não se incluem na 
expressão da constante de equilíbrio. A concentração de um sólido puro, por si mesmo, é 
uma constante, não sendo alterada pela reação química ou por adição ou remoção do sólido. 
 Os metais não aparecem na constante de equilíbrio, pois são sólidos puros de composição 
invariável. 
 Se na reação for multiplicada por certo fator, sua constante de equilíbrio deverá ser elevada a 
uma potência igual a esse fator. 
 
 
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Ex: 2H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g) K1 
 Mais simples: H2(g) + ½ O2(g) ↔ H2O(g) K2 
Como,  
   2
2
2
2
2
1
OH
OH
K


 e 
 
    2
1
22
2
2
OH
OH
K


, temos que 
 221 KK 
 ou 
  2
1
12 KK 
 
 As constantes de equilíbrio para uma reação e sua inversa são recíprocas uma da outra. Pode-
se obter esse resultado seguindo a regra anterior, isto é, multiplicando a reação direta por -1 e 
elevando K1 a -1. 
Ex: 2H2(g) + O2(g) ↔ 2 H2O(g) K1 
 Inversa: 2 H2O(g) ↔ 2H2(g) + O2(g) K2 
Como,  
   2
2
2
2
2
1
OH
OH
K


 e    
 22
2
2
2
2
.
OH
OH
K 
, temos que 
  112

 KK
 
 Pode-se juntar duas reações para obter uma terceira. Quando duas ou mais reações são 
somadas, suas constantes de equilíbrio devem ser multiplicadas para dar a constante de 
equilíbrio da reação global. 
Ex: 1º) 2NO(g) + O2(g) ↔ 2 NO2(g)  
   2
2
2
2
1
ONO
NO
K


 
 2º) 2 NO2(g) ↔ N2O4(g)  
 22
42
2
NO
ON
K 
 
3º) 2NO(g) + O2(g ↔ N2O4(g)  
   
 
   
 
 22
42
2
2
2
2
2
2
42
3
NO
ON
ONO
NO
ONO
ON
K 


 
então,
213 KKK 
 
 
6. Fatores que influem no equilíbrio 
Às vezes certas circunstâncias indicam que é necessário o conhecimento dos fatores que podem 
influenciar no equilíbrio de uma reação química, a fim de favorecer a formação de mais produtos 
de interesse. 
Equilíbrio químico, sendo dinâmico, é passível de responder às mudanças nas condições sob as 
quais ocorrem as reações. 
Se uma reação química está em equilíbrio ela vai tender a permanecer no equilíbrio e se ela não 
estiver em equilíbrio ela vai tender a alcançar o equilíbrio. 
Se uma mudança nas condições da reação aumenta a taxa na qual os reagentes se transformam 
em produtos, então, a composição do equilíbrio se ajusta até que a taxa da reação inversa 
aumente para igualar com a nova taxa no sentido direto. Se a mudança reduz a taxa da reação no 
 
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sentido direto, então os produtos se decompõem em reagentes até que as duas taxas se igualem 
novamente. 
Devido ao efeito catalítico, as taxas de ambas as reações no sentido direto e inverso se igualam, 
não tem nenhum efeito na composição da mistura em equilíbrio. 
Estas situações são explicadas pelo princípio de Le Chatelier, o qual, porém não fornece uma 
explicação nem tão pouco produz um valor numérico. 
Em 1888, o químico francês Henri Le Chatelier (1850-1936) lançou uma generalização simples, 
mas de grande alcance, a respeito do comportamento do sistema em equilíbrio. 
“Aplicando-se uma perturbação qualquer a um sistema em equilíbrio, o sistema responderá 
de forma a minimizar o efeito desta perturbação e restaurar o equilíbrio sob um novo 
conjunto de condições”. 
- Este princípio se aplica aos fatores que podem deslocar o equilíbrio químico, que são: 
concentração, temperatura e pressão. 
6.1. Efeito da adição de reagentes. 
 Se em um sistema em equilíbrio se modifica a concentração de uma das substâncias envolvidas, 
como a velocidade da reação é diretamente proporcional à concentração desta substância, a 
velocidade num dos sentidos da reação será maior, conseqüentemente, o equilíbrio se desloca 
para o lado que permitirá que novamente estas velocidades se igualem. Alterando as 
concentrações das substâncias e mantendo o equilíbrio. 
“Quando, a um sistema em equilíbrio, se adiciona ou se retira uma das substâncias 
envolvidas, o equilíbrio desloca no sentido de consumir a substância adicionada ou repor a 
substância retirada, a fim de restabelecer o equilíbrio”. 
O efeito da adição de reagentes a uma reação química em equilíbrio é para aumentar a 
concentração ou pressão parcial dos produtos.O efeito da adição de produtos a uma reação 
química é o inverso da adição de reagentes, ou seja, vai ocorrer o aumento da regeneração da 
concentração ou pressão parcial dos reagentes. 
Supondo que nós adicionamos hidrogênio a uma mistura em equilíbrio na reação de síntese de 
Haber para produção de amônia, cuja reação é: 
N2(g) + 3 H2(g) ↔ 2 NH3(g) 
De acordo com o principio de Le Chatelier, o equilíbrio vai tender a se ajustar para minimizar o 
efeito do aumento no número de moléculas de hidrogênio. Este ajuste é encontrado quando a 
reação produz amônia adicional, com conseqüente diminuição nas concentrações de N2 e H2: 
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) 
 
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Inversamente, se adicionarmos amônia, o equilíbrio então vai se ajustar para minimizar o efeito 
da adição de amônia, e então, a composição do equilíbrio será deslocada em direção aos 
reagentes: 
N2(g) + 3 H2(g) ← 2 NH3(g) 
Consideremos o efeito da variação de concentração na mistura em equilíbrio cloro e água. A 
equação de equilíbrio é: 
Cl2 + 2 H2O ↔ HOCl + H3O
+
 + Cl
- 
 
 
6.2. Efeito da pressão. 
Todos os equilíbrios químicos são afetados em alguma extensão pela pressão exercida no 
sistema, porém na maioria dos casos a constante de equilíbrio varia muito pouco com a pressão. 
Quando gases estão envolvidos na reação em equilíbrio, o efeito da pressão se torna mais 
significativo. 
O equilíbrio responde a alterações na pressão, principalmente nas reações na fase gasosa. De 
acordo com o principio de Le Chatelier, um equilíbrio na fase gasosa responde a um aumento na 
pressão fazendo com que a reação se desloque no sentido em que diminua este efeito do aumento 
na pressão. 
“Um aumento de pressão no sistema desloca o equilíbrio no sentido da reação que ocorre 
com contração de volume”. 
A formação de NH3 através de N2 e H2 diminui o número de moléculas de gás no recipiente (de 4 
para 2 mols), e portanto, também, diminui a pressão que a mistura exerce, a composição do 
equilíbrio vai tender a se deslocar em direção ao produto. 
Isto porque o principio de Le Chatelier indica que quando uma pressão é aplicada em uma reação 
em equilíbrio, a composição tende a se deslocar na direção que corresponda a um menor número 
de moléculas na fase gasosa (menor volume molar). Outros equilíbrios também respondem 
igualmente: quando a pressão é aumentada, a reação em equilíbrio tende a se ajustar para reduzir 
o número de moléculas na fase gasosa. 
 
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Assim sendo, para aumentar a produção de amônia no processo Haber, a síntese deve ser feita em 
pressões elevadas. O processo industrial atual usa pressões de 250 atm ou mais. 
O fator pressão só interfere no equilíbrio químico que apresenta substâncias gasosas e quando há 
variação de número de mols entre reagentes e produtos destas substâncias gasosas. 
 
6.3. Efeito da temperatura. 
Todas as reações químicas em equilíbrio são afetadas pela temperatura e na maioria desses 
equilíbrios o efeito da temperatura é significativo. Os valores das constantes de equilíbrios são, 
portanto, sempre fornecidas em uma determinada temperatura, normalmente a 25
o
C. 
O principio de Le Chatelier também pode ser usado para prever como uma reação química em 
equilíbrio vai responder a uma variação de temperatura. Se a temperatura aumenta a reação tem 
tendência a se deslocar em direção ao lado que consuma esta energia adicionada. 
Quando aumentamos a temperatura do sistema em equilíbrio, fornecemos calor ao sistema. 
Favorecemos, então, a reação que se dá com absorção de calor. Caso contrário, um resfriamento 
do sistema (diminuição da temperatura) favoreceria a reação no sentido que libera calor. 
“Um aumento de temperatura sobre um sistema desloca o equilíbrio no sentido 
endotérmico. Uma diminuição da temperatura desloca o equilíbrio no sentido exotérmico” 
Observação: Este raciocínio sobe o efeito da temperatura deve ser reparado. Na verdade um 
aumento de temperatura aumenta a velocidade da reação tanto no sentido endotérmico como no 
sentido exotérmico. Acontece que o sentido endotérmico tem uma cinética mais afetada, por isso, 
dizemos que o equilíbrio desloca no sentido endotérmico. 
Se uma reação é exotérmica (libera calor), tal como no processo Haber de produção de amônia, 
então a diminuição de temperatura vai favorecer a produção de amônia, porque o calor gerado na 
reação tende a minimizar a diminuição da temperatura. Em uma reação endotérmica (consome ou 
absorve calor), tal como a decomposição de PCl5, calor deve ser fornecido para deslocar em 
direção ao produto. 
Keq varia com a temperatura, por exemplos: 
 
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 
t°C Keq 
200 0,4 
 300 4.10
-3
 
 400 2.10
-4
 
Quanto maior a energia de ativação de uma reação química, mais sensível é a sua taxa 
(velocidade) em relação às variações de temperatura. 
Considere a figura abaixo de uma reação endotérmica: 
 
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– Publicação Destinada ao Ensino de Química Analítica 13 
 
 
A energia de ativação (Ea) de uma reação endotérmica no sentido dos reagentes para os produtos 
(esquerda para direita) é maior do que a do sentido inverso (E’a), isto é, dos produtos para os 
reagentes (direita para esquerda). 
Como as reações químicas que possuem energia de ativação maior são mais sensíveis às 
variações de temperatura, então a reação endotérmica acima mostra que a reação direta (dos 
reagentes para os produtos) aumenta mais rapidamente com o aumento da temperatura do que a 
reação inversa. Como resultado disto, quando a temperatura de equilíbrio da mistura é alcançada, 
mais reagente são convertidos em produtos até que a concentração dos produtos tenha atingido 
quantidade suficiente para que a reação inversa se estabeleça. 
O mesmo argumento se aplica à reação exotérmica abaixo, porém, agora a reação inversa, isto é 
dos produtos para os reagentes, é mais sensível à temperatura e produz mais reagentes quando a 
temperatura é aumentada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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– Publicação Destinada ao Ensino de Química Analítica 14 
 
EXERCÍCIO 
 
1) Escreva as expressões de Kc e Kp, quando tal for possível, para as seguintes reações reversíveis 
no equilíbrio. 
a) Zn(s) + CO2(g)  ZnO(s) + CO(g) b) MgSO4(s)  MgO(s) + SO3(g) 
c) 2 H2S(g) + 3 O2(g)  2 H2O(g) + 2 SO2(g) d) (NH4)2Se(s)  2 NH3(g) + H2Se(g) 
e) AgCl(s) ⇌ Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq) f) P4(s) + 6 Cl2(g) ⇌ 4 PCl3(l) 
 
2) As constantes de equilíbrio para as seguintes reações foram medidas a 823K: 
 CoO(s) + H2(g)  Co(s) + H2O(g) K= 67 
 CoO(s) + CO(g)  Co(s) + CO2(g) K= 490 
 A partir desses dados, calcule a constante de equilíbrio da reação: 
 CO2(g) + H2(g)  CO(g) + H2O(g), medidos a 823K Resp:0,137
 
 
4) Entre os metais Zn, Mg e Fe, qual é aquele que remove a maior quantidade de íons cúpricos da 
solução? Justifique. As seguintes constantes de equilíbrio são válidas à temperatura ambiente. 
Zn(s) + Cu
+2
(aq)  Cu(s) + Zn
+2
(aq) K= 2 x 10
37 
Mg(s) + Cu
+2
(aq)  Cu(s) +Mg
+2
(aq) K= 6 x 10
90 
Fe(s) + Cu
+2
(aq)  Cu(s) +Fe
+2
(aq) K= 3 x 10
26
 
Resp: Mg(s), pois esta reação contém a constante mais alta. 
 
5) Um importante equilíbrio na química da poluição do ar é a reação: NO2(g)  NO(g) + 1/2 
O2(g), Kp= 6,6 x 10
-7
 em unidade de atmosfera a 25
o
C. Qual é o valor de Kp para 2NO(g) + O2(g)  
2NO2(g) Resp: 2,29 x 10
12 
 
6) Nitrogênio e hidrogênio reagem formando amônia segundo a reação: 
 1/2N2+ 3/2H2  NH3 ∆H= -46 KJmol
-1
 
Se uma mistura dos três gases estivesse em equilíbrio, qual seria o efeito sobre a quantidade de 
NH3 se ocorresse o seguinte: 
a) A mistura fosse comprimida. Resp: aumenta a formação de NH3. 
b) A temperatura fosse elevada. Resp: consome NH3. 
c) Se mais H2 fosse introduzido. Resp: aumenta a formação de NH3. 
 
7) Para aumentar a produção de NO2 na reação 
NO(g) + 1/2 O2(g)  NO2(g) 
você comprimiria o sistema, expandiria o sistema ou adicionaria um gás inerte? Resp: 
comprimiria o sistema. 
 
8) Você esperaria que a constante de equilíbrio da reação: I2(g)  2I(g) 
Aumentasse ou diminuísse à medida que a temperatura se elevasse? Por quê? Resp: Aumento de 
temperatura, o processo é acompanhado de absorção de calor, aumento a constante de 
equilíbrio. 
 
9) Arsênio, As4, pode ser extraído de seus minérios, primeiramente tratando o minério com 
oxigênio para formar As4O6 sólido, e em seguida reduzindo-se este óxido com carvão, como 
mostra a equação química: 
 
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– Publicação Destinada ao Ensino de Química Analítica 15 
 
As4O6(s) + 6C(s) As4(g) + 6CO(g) 
Prever a direção do deslocamento do equilíbrio em resposta a cada uma das modificações abaixo: 
a) Adição de monóxido de carbono Resp: Deslocará para o reagente (esquerda) 
b) Remoção de arsênio gasoso Resp: Deslocará para o produto (direita) 
 
10) Para a reação em equilíbrio PCl3(g) + Cl2(g)  PCl5(g) diga qual é o efeito de cada um dos 
seguintes fatores sobre o equilíbrio inicial: 
a) adição de PCl3 Resp: Deslocará para o produto (direita) 
b) remoção de Cl2 Resp: Deslocará para o reagente (esquerda) 
 
11) (Atkins): Os dois poluentes do ar, SO2 e NO2, podem reagir na atmosfera como a reação 
SO2(g) + NO2(g) ↔ SO3(g) + NO(g). Diga qual é o efeito das seguintes alterações na quantidade de 
NO quando a reação entra em equilíbrio em um bulbo de aço inoxidável com entradas para a 
admissão de compostos químicos: 
a) a quantidade de NO2 aumenta; Resp: Deslocará para o produto (direita) 
b) SO3 é removido por condensação; Resp: Deslocará para o produto (direita) 
 
12) A constante de equilíbrio Kp para a reação PCl5(g) + 92 kJ/mol  PCl3(g) + Cl2(g) é 1,05 a 
250
o
C. Misturou-se em um recipiente fechado, PCl5, PCl3 e Cl2 a pressões parciais de 0,177 atm, 
0,223 atm e 0,111atm, respectivamente, a 250
o
C. 
a) Quando estes gases foram misturados em um recipiente fechado, a 250
o
C, haverá alguma 
reação? Que espécies terão suas pressões parciais aumentadas e quais terão suas pressões parciais 
diminuídas? Resp: Q = 0,14, Q < K. Haverá reação, as pressões dos reagentes diminuíram e 
dos produtos aumentaram. 
b) Como será afetado o equilíbrio se o volume do recipiente for reduzido à metade? Justifique. 
Resp: Deslocará para o reagente (esquerda) 
c) Como será afetado o equilíbrio se a temperatura for subitamente elevada para 500
o
C? Resp: 
Deslocará para o produto (direita) 
 
13) A constante de equilíbrio Kp para a reação 2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g) é 5 a 25
o
C. Misturou-
se em um recipiente fechado SO3, SO2 e O2 a pressões parciais de 1 atm, 2 atm e 2 atm, 
respectivamente, a 25
o
C. 
a) Quando estes gases foram misturados em um recipiente fechado, a 25
o
C, haverá alguma 
reação? Que espécies terão suas pressões parciais aumentadas e quais terão suas pressões parciais 
diminuídas? JUSTIFIQUE ATRAVÉS DE CÁLCULOS. Resp: Q = 8, Q > K. Haverá reação, 
as pressões dos reagentes aumentaram e dos produtos diminuíram. 
 
14) Em solução aquosa, íons cromato, CrO4
2-
(aq),
 
 coexistem em equilíbrio com íons dicromato, 
Cr2O7
 2 -
(aq)
, 
 de cor laranja, segundo a reação: 2 CrO4
2-
(aq),
 
 + 2 H
 +
(aq)
  Cr2O7
 2-
(aq)
 
 + H2O(l) 
Joãozinho queria intensificar a cor laranja do equilíbrio e pensou em três fatores que poderiam 
ajudá-lo: 
1. aumentar a [H3O
 +
] 
2. adicionar OH
 –
 
Escreva qual(ais) do(s) fator(es) pensados por Joãozinho intensificariam a cor laranja e justifique. 
Resp: aumentar a [H3O
 +
] 
 
 
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15) Considere uma solução saturada com Ag2CrO4(s), de acordo com o equilíbrio: Ag2CrO4(s)  
2Ag
+
(aq)+ CrO4
-2
(aq), Kps = 1,7 x 10
-12
. Como a quantidade de Ag2CrO4 sólido em equilíbrio será 
afetada em cada uma das seguintes situações? 
a) adição de mais água Resp: diminui 
b) adição de Na2CrO4(s). Resp: aumenta 
c) adição de NaNO3(s) Resp: não será afetada 
d) Adição de NaCl(s). Precipitará algum AgCl? Reação: AgCl(s)  Ag
+
(aq)+ Cl
-
(aq), Kps = 1,7 x 10
-
10. Resp: diminui. Precipitará AgCl, pois a solubilidade de AgCl é menor que a de 
Ag2CrO4(s). 
 
16) A seguir apresentamos o equilíbrio de dissociação para o ácido HSO4
-
: 
 HSO4
-
(aq) + H2O(l)  H3O
+
(aq)+ SO4
-2
(aq) K= 1,0.10
-2
 
a) Se uma solução de 1M de HSO4
-
 for diluída a 0,1M pela adição de água, a concentração de 
equilíbrio de H3O
+
 aumentará,diminuirá ou não se alteraria? Resp: Diminuirá. 
b) O que se pode dizer sobre a fração de HSO4
- 
que de dissocia-se em SO4
-2 
com essa mesma 
diluição? Resp: Maior diluição, maior fração dissociada. 
 
17) No vinagre ocorre o seguinte equilíbrio: 
CH3COOH (aq) + H2O (l) H3O
+
 (aq) + CH3COO

 (aq) 
Que efeito provoca nesse equilíbrio a adição de uma substância básica? Justifique a sua resposta. 
Resp: Deslocará para o produto (direita) 
 
18) A expressão da constante de equilíbrio enunciada é a chave do problema com o qual nos 
deparamos frequentemente, na análise qualitativa: com conseguir reações completas, em outras 
palavras, como deslocar o equilíbrio da reação na direção desejada. Durante as nossas aulas 
teóricas mostramos a reação de íons arseniato com iodeto. Se misturamos solução de arseniato de 
sódio, iodeto de potássio e ácido clorídrico, a solução resultante torna-se amarela ou marrom, 
devido a formação de iodo. A reação processa-se entre os vários íons presentes, formando-se 
simultaneamente os íons arsenito e água, e pode ser expressa pela equação: 
AsO4
-3
 + 2I
-
 + 2H
+
  AsO3
-3
 + I2 +H2O 
Os íons cloreto, sódio e potássio, integrantes dos reagentes, não participam da reação. Esta reação 
é reversível e tende ao equilíbrio. Com base nisso, o que acontecerá com a concentração de 
arsenito (AsO3
-3
) se: 
a) Adicionarmos mais ácido clorídrico a solução Resp: aumenta 
b) Adicionarmos iodeto de potássio a solução Resp: aumenta 
c) Remover o iodo formadodurante a reação por evaporação Resp: aumenta 
d) Adicionando-se mais iodo ao sistema em equilíbrio Resp: diminui 
e) Removendo parte dos íons hidrogênio, por meio de um tampão. Resp: diminui 
 
19) Para o sistema em equilíbrio, N2(g) + O2(g)  2 NO(g), Kc é 1 x 10
-30
 a 25
o
C. Suponha que, em 
uma mistura a 25°C, as concentrações de N2 e O2 sejam 0,040 e 0,010 mol/L, respectivamente. 
Calcule a concentração de equilíbrio do NO. Resp: 2 x 10
-17
 
 
20) Pó composto gasoso NOBr decompõe-se de acordo com a reação NOBr(g)  NO(g) + 
1/2Br2(g). A 350 K, a constante de equilíbrio é igual a 0,15. Se 0,50 atm de NOBr, 0,40 atm de 
NO e 0,20 atm de Br2 forem misturados nessa temperatura, ocorrerá alguma reação? Caso isto 
 
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aconteça, Br2 será consumido ou formado? Resp: Q = 0,3577, Q > K. Haverá reação, as 
pressões dos reagentes aumentaram e dos produtos diminuíram. 
 
21) Calcule a constante de equilíbrio, em termos de concentração, para a reação representada pela 
equação química 2SO2 + O2  2SO3, sabendo que nas condições de temperatura e pressão em 
que se encontra o sistema existem as seguintes concentrações dos compostos presentes no 
equilíbrio: [SO3]= 0,1 mol/L; [O2]= 1,5 mol/L e [SO2]= 1,0 mol/L. Resp: K 0,0066 M
-1 
 
22) Os óxidos de nitrogênio desempenham um papel chave na formação de "smog fotoquímico". 
A queima de combustíveis a alta temperatura é a principal fonte de óxidos de nitrogênio. 
Quantidades detectáveis de óxido nítrico são produzidas pela reação em equilíbrio: 
N2(g) + O2(g) ↔ 2NO(g) 
Com uma Keq é igual a 5 a uma determinada temperatura. Supondo o sistema em equilíbrio e que 
nessa temperatura as pressões parciais de NO e N2 sejam de 0,1atm e 0,2atm, respectivamente. 
Portanto, a pressão parcial de O2 no equilíbrio é igual a: 
a) 0,02 b) 0,01 c) 0,1 d) 0,4 e) 4 Resp: b 
 
23) Considere o sistema em equilíbrio: 2 CO(g) + O2(g)  2CO2(g). 
Diminuindo o volume do recipiente: 
a) o equilíbrio se deslocará para a direita b) o equilíbrio se deslocará para a esquerda 
c) o equilíbrio não será influenciado d) aumentará a concentração de O2 
e) diminuirá a concentração de CO2 Resp: a 
 
24) No equilíbrio 2 NO + Cl2  2 NOCl, o aumento da concentração de NO provocará: 
a) menor produção de NOCl b) aumento da concentração de Cl2 
c) deslocamento do equilíbrio para a esquerda d) alteração da constante Keq 
e) formação de maior número de moléculas NOCl Resp: e 
 
25) Assinale abaixo qual alternativa é incorreta acerca de um equilíbrio químico: 
a) A velocidade da reação direta é igual à velocidade da reação inversa. 
b) Ambas as reações (direta e inversa) ocorrem simultaneamente (trata-se de um equilíbrio 
dinâmico). 
c) As características macroscópicas do sistema (desde que fechado) não mais se alteram. 
d) Os sistemas se deslocam espontaneamente para o estado de equilíbrio. 
e) Obrigatoriamente, as concentrações de todas as substâncias participantes do equilíbrio devem 
ser iguais. Resp: e 
 
26) (UFRS) Suponha uma reação química genérica do tipo A + B  AB que é iniciada com 2 
mols de A e com 2 mols de B. Se, após atingido o equilíbrio químico, a quantidade de A existente 
no sistema for de 0,5 mol, a constante de equilíbrio será: 
a) 0,5 b) 1,5 c) 3,0 d) 4,0 e) 6,0 Resp: e 
 
27) Considere o equilíbrio representado pela equação 2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g). Suponha que no 
início só havia HI e sua concentração era de 4 mol/L a uma dada temperatura. Se, após atingido o 
equilíbrio químico, a concentração de I2 existente no sistema for de 1 mol/L, a constante de 
equilíbrio será: 
a) 3 b) 0,25 c) 0,11 d) 0,5 e) 0,33 Resp: b